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EJERCICIOS SELECTIVIDAD: CINÉTICA Y EQUILIBRIO (SOLUCIONES) 
 
 
JULIO 2021 
 
Para el equilibrio I2 (g) + H2 (g) ⇆ 2 HI (g), la constante de equilibrio Kc es 54,8 a la temperatura de 
425 ºC. Calcule: 
 
a) (1 p) Las concentraciones de todas las especies en el equilibrio si se calientan a la citada 
temperatura, 0,60 moles de HI y 0,10 moles de H2 en un recipiente de un litro de capacidad. 
 
 I2 (g) + H2 (g) ⇄ 2 HI (g) 
Concentración Inicial (mol/L) - 0,1 0,6 
Variación (mol/L) +x +x -2x 
Concentración Equilibrio (mol/L) x 0,1 + x 0,6 - 2x 
 
𝑲𝒄 =
[𝑯𝑰]𝟐
[𝑰𝟐] ∙ [𝑯𝟐]
 ⇒ 𝟓𝟒, 𝟖 =
(𝟎, 𝟔 − 𝟐𝒙)𝟐
(𝒙) ∙ (𝟎, 𝟏 + 𝒙)
 𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐: 𝒙 = {
−𝟎, 𝟏𝟗𝟐 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝟎, 𝟎𝟑𝟕 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
De modo que las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[𝑰𝟐]𝒆𝒒 = 𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟕 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑯𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟏 + 𝒙 = 𝟎, 𝟏 + 𝟎, 𝟎𝟑𝟕 = 𝟎, 𝟏𝟑𝟕 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑯𝑰]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟔 − 𝟐𝒙 = 𝟎, 𝟔 − 𝟐 ∙ 𝟎, 𝟎𝟑𝟕 = 𝟎, 𝟓𝟐𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (1 p) El porcentaje de disociación del HI. 
 
𝜶 = (
𝟐𝒙
𝟎, 𝟔
) ∙ 𝟏𝟎𝟎 = (
𝟐 ∙ 𝟎, 𝟎𝟑𝟕
𝟎, 𝟔
) ∙ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟐, 𝟑𝟑 % 
 
JULIO 2021 
 
A 25 ºC el producto de solubilidad en agua del AgOH es 2·10–8. Para esa temperatura: 
 
DATOS: Masas atómicas: Ag = 108 O = 16 H = 1 
 
a) (0,5 p) Calcule la solubilidad del compuesto en g/L. 
 
 AgOH (s) ⇄ Ag+ (ac) + OH- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑨𝒈
+] ∙ [𝑶𝑯−] = 𝒔 ∙ 𝒔 = 𝒔𝟐  𝒔 = √𝑲𝒑𝒔 = √𝟐 ∙ 𝟏𝟎−𝟖 = 𝟏, 𝟒𝟏. 𝟏𝟎
−𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝒔 = 𝟏, 𝟒𝟏. 𝟏𝟎−𝟒 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
∙ 𝟏𝟐𝟓
𝒈
𝒎𝒐𝒍
= 𝟏, 𝟕𝟔. 𝟏𝟎−𝟐 𝒈/𝑳 
 
b) (0,5 p) Calcule el pH de la disolución saturada de AgOH en agua. 
 
𝒑𝑶𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 [𝑶𝑯−] = − 𝒍𝒐𝒈 [𝒔] = − 𝒍𝒐𝒈 [𝟏, 𝟒𝟏 ∙ 𝟏𝟎−𝟒] = 𝟑, 𝟖𝟓 
 
𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝟑, 𝟖𝟓 = 𝟏𝟎, 𝟏𝟓 
 
c) (0,5 p) Razone cómo variará la solubilidad si se adiciona a la disolución saturada anterior una sal 
soluble de plata. 
 
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, al perturbar un equilibrio estable este evoluciona 
hacia un nuevo estado de equilibrio oponiéndose a la variación que le sacó del equilibrio inicial. En 
este caso, al aumentar la concentración de iones plata el equilibrio se va a desplazar en el 
sentido en el que disminuya su concentración (hacia la izquierda), de modo que disminuye la 
solubilidad del hidróxido de plata. Este es un ejemplo del efecto del ion común. 
 
d) (0,5 p) Razone cómo variará la solubilidad si se adiciona una disolución básica a la disolución 
saturada de AgOH. 
 
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, al perturbar un equilibrio estable este evoluciona 
hacia un nuevo estado de equilibrio oponiéndose a la variación que le sacó del equilibrio inicial. En 
este caso, al adicionar una disolución básica se produce un aumento de la concentración de iones 
hidróxido, de modo equilibrio se va a desplazar en el sentido en el que disminuya su concentración 
(hacia la izquierda), disminuyendo la solubilidad del hidróxido de plata. Este es un ejemplo del 
efecto del ion común. 
 
JULIO 2021 
 
Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: 
 
a) (0,5 p) Para una reacción exotérmica, la energía de activación de la 
reacción directa es menor que la energía de activación de la 
reacción inversa. 
 
Cierto, al tener menor energía los productos que los reactivos, hay más 
diferencia de energía entre los productos y el complejo activado 
(energía de activación de la reacción inversa) que entre los reactivos y 
el complejo activado (energía de activación de la reacción directa). 
 
b) (0,5 p) La velocidad de la reacción no depende de la temperatura. 
 
Falso, la velocidad de reacción sí que depende de la temperatura, ya que a una mayor 
temperatura las moléculas reaccionantes tienen mayor energía cinética media, por lo que aumenta 
el número de colisiones eficaces. La ecuación de Arrhenius cuantifica la dependencia de la 
constante específica de velocidad (k) de la ecuación diferencial de velocidad con la temperatura: 
 
𝒌 = 𝑨 ∙ 𝒆−(
𝑬𝒂
𝑹∙𝑻⁄ ) 
 
c) (0,5 p) La acción de un catalizador no influye en la velocidad de reacción. 
 
Falso, los catalizadores influyen en la velocidad de reacción. Los catalizadores positivos aumentan 
la velocidad de reacción, al permitir que la reacción transcurra mediante un nuevo mecanismo con 
una menor energía de activación. Los catalizadores negativos o inhibidores disminuyen la velocidad 
de reacción a través de diferentes mecanismos: bloqueando alguno de los reactivos o el 
catalizador positivo del proceso, favoreciendo reacciones competitivas, bloqueando algún 
intermedio de reacción, etc. 
 
d) (0,5 p) La acción de un catalizador altera la posición de equilibrio al disminuir la energía de 
activación. 
 
Falso, los catalizadores no afectan a las condiciones de equilibrio ya que no modifican la energía 
libre de Gibbs del proceso. Solamente favorecen que las condiciones de equilibrio se alcancen 
antes. 
 
 
 
 
 
 
JUNIO 2021 
 
En la tabla adjunta se recogen los valores, a distintas temperaturas, de la constante del equilibrio 
químico: 2 SO3 (g) ⇄ 2 SO2 (g) + O2 (g) 
 
T (K) 298 400 600 800 1000 
Kp 2,82.10-25 1,78.10-16 1,98.10-8 1,29.10-3 2,64.10-1 
 
a) (1 p) Justifique si reacción anterior es endotérmica o exotérmica. 
 
El valor de la constante de equilibrio varía con la temperatura. Esta variación está dada por la 
ecuación de Van’t Hoff: 
𝒍𝒏
(𝑲𝒑)𝟏
(𝑲𝒑)𝟐
= − 
∆𝑯°
𝑹
 . (
𝟏
𝑻𝟏
− 
𝟏
𝑻𝟐
) 
 
Según esta ecuación, en las reacciones endotérmicas (ΔH > 0) al aumentar la temperatura 
(T2 > T1), aumenta el valor de la constante de equilibrio (Kp,2 > Kp,1), mientras que en las 
reacciones exotérmicas (ΔH < 0) al aumentar la temperatura (T2 > T1), aumenta el valor de la 
constante de equilibrio (Kp,2 < Kp,1). 
Como podemos ver en la tabla, al aumentar la temperatura se produce un aumento de la constante 
de equilibrio, por lo que la reacción es endotérmica. 
 
b) (1 p) Explique cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión, manteniendo constante la 
temperatura. 
 
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, al perturbar un equilibrio estable este evoluciona 
hacia un nuevo estado de equilibrio oponiéndose a la variación que le sacó del equilibrio inicial. En 
este caso, al aumentar la presión el equilibrio se va a desplazar en el sentido en el que disminuya 
el número de moles gaseosos (hacia la izquierda), para de este modo producir una disminución de 
la presión. 
 
JUNIO 2021 
 
El análisis químico de una disolución saturada de carbonato de bario, en agua, indica que la 
concentración de iones [Ba2+] es 14 mg/L. 
 
DATO: Masa atómica Ba: 137,3 
 
a) (1 p) Calcule el producto de solubilidad del BaCO3. 
 
 BaCO3 (s) ⇄ Ba2+ (ac) + CO32- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s s 
 
[𝑩𝒂𝟐+] = 𝒔 = 𝟏𝟒 
𝒎𝒈
𝒍
∙
𝟏 𝒈
𝟏𝟎𝟑 𝒎𝒈
∙
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟏𝟑𝟕, 𝟑 𝒈
= 𝟏, 𝟎𝟐. 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑩𝒂
𝟐+] ∙ [𝑪𝑶𝟑
𝟐−] = 𝒔 ∙ 𝒔 = 𝒔𝟐 = (𝟏, 𝟎𝟐. 𝟏𝟎−𝟒)𝟐 = 𝟏, 𝟎𝟒. 𝟏𝟎−𝟖 
 
b) (1 p) Razone como variará la [Ba2+] si se adiciona a la disolución saturada ion CO32-. 
 
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, al perturbar un equilibrio estable este evoluciona 
hacia un nuevo estado de equilibrio oponiéndose a la variación que le sacó del equilibrio inicial. En 
este caso, al aumentar la concentración de iones carbonato el equilibrio se va a desplazar en el 
sentido en el que disminuya su concentración (hacia la izquierda), de modo que la [Ba2+] disminuye, 
volviéndose más insoluble el carbonato de bario. Este es un ejemplo del efecto del ion común. 
 
 
JUNIO 2021 
 
En un matraz de 2 L, en el que previamente se ha hecho el vacío,se introducen 0,40 moles ce COCl2 
(fosgeno) y se calienta a 900 ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio: 
 
COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g) 
 
Sabiendo que a esa temperatura el valor de Kc es 0,083, calcule: 
 
a) (1 p) La concentración de todas las especies en el equilibrio. 
 
 COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g) 
Concentración Inicial (mol/L) 0,2 -- -- 
Variación (mol/L) -x +x +x 
Concentración Equilibrio (mol/L) 0,2 - x x x 
 
𝑲𝒄 =
[𝑪𝑶] ∙ [𝑪𝒍𝟐] 
[𝑪𝑶𝑪𝒍𝟐]
 ⇒ 𝟎, 𝟎𝟖𝟑 =
𝒙𝟐
𝟎, 𝟐 − 𝒙
 𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐: 𝒙 = {
−𝟎, 𝟎𝟗𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝟎, 𝟎𝟗𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
De modo que las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[𝑪𝑶𝑪𝒍𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟐 − 𝒙 = 𝟎, 𝟐 − 𝟎, 𝟎𝟗𝟒 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑪𝑶]𝒆𝒒 = [𝑪𝒍𝟐]𝒆𝒒 = 𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟗𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (1 p) El grado de disociación del fosgeno en estas condiciones. 
 
𝜶 = (
𝒙
𝟎, 𝟐
) ∙ 𝟏𝟎𝟎 = (
𝟎, 𝟎𝟗𝟒
𝟎, 𝟐
) ∙ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟕 % 
 
Este ejercicio también se puede resolver de esta otra manera: 
 
 COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g) 
Concentración Inicial (mol/L) 0,2 -- -- 
Variación (mol/L) -0.2α +0,2α +0,2α 
Concentración Equilibrio (mol/L) 0,2·(1-α) +0,2α +0,2α 
 
𝑲𝒄 =
[𝑪𝑶] ∙ [𝑪𝒍𝟐] 
[𝑪𝑶𝑪𝒍𝟐]
 ⇒ 𝟎, 𝟎𝟖𝟑 =
(𝟎, 𝟐𝜶)𝟐
𝟎, 𝟐(𝟏 − 𝜶)
 ⇒ 𝟎, 𝟎𝟖𝟑 =
𝟎, 𝟐𝜶𝟐
(𝟏 − 𝜶)
 𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐: 𝜶 = {
−𝟎, 𝟖𝟖𝟓
𝟎, 𝟒𝟕
 
 
De modo que las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[𝑪𝑶𝑪𝒍𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟐 ∙ (𝟏 − 𝜶) = 𝟎, 𝟐 ∙ (𝟏 − 𝟎, 𝟒𝟕) = 𝟎, 𝟏𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑪𝑶]𝒆𝒒 = [𝑪𝒍𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟐 ∙ 𝜶 = 𝟎, 𝟐 ∙ 𝟎, 𝟒𝟕 = 𝟎, 𝟎𝟗𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
SEPTIEMBRE 2020 
 
En un matraz de 5 L se introduce una mezcla de 0,92 moles de N2 y 0,51 moles de O2. Se calienta la 
mezcla hasta 2200 K, estableciéndose el equilibrio: N2 (g) + O2 (g) ⇆ 2 NO (g). Teniendo en cuenta 
que en estas condiciones reacciona el 1,09 % del nitrógeno inicial, calcula: 
 
DATOS: R = 0,082 atm ∙ L ∙ mol−1 ∙ K−1 
 
a) (1 p) La concentración de todos los compuestos en el equilibrio a 2200 K. 
 
 N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g) 
Concentración Inicial (mol/L) 0,184 0,102 -- 
Variación (mol/L) -x -x +2x 
Concentración Equilibrio (mol/L) 0,184 - x 0,102 - x 2x 
 
𝒙 = 𝟏, 𝟎𝟗% ∙ 𝟎, 𝟏𝟖𝟒 = 𝟐, 𝟎𝟎𝟔. 𝟏𝟎−𝟑 
 
De modo que las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[𝑵𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟏𝟖𝟒 − 𝒙 = 𝟎, 𝟏𝟖𝟒 − 𝟐, 𝟎𝟎𝟔. 𝟏𝟎
−𝟑 = 𝟎, 𝟏𝟖𝟐 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑶𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟐 − 𝒙 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟐 − 𝟐, 𝟎𝟎𝟔. 𝟏𝟎
−𝟑 = 𝟎, 𝟏 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑵𝑶]𝒆𝒒 = 𝟐𝒙 = 𝟐 . 𝟐, 𝟎𝟎𝟔. 𝟏𝟎
−𝟑 = 𝟒, 𝟎𝟏𝟐. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (1 p) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp a esa temperatura. 
 
𝑲𝒄 = 
[𝑵𝑶]𝟐 
[𝑵𝟐] . [𝑶𝟐]
=
[𝟒, 𝟏𝟐. 𝟏𝟎−𝟑]𝟐 
[𝟎, 𝟏𝟖𝟐] . [𝟎, 𝟏]
= 𝟖, 𝟖𝟒. 𝟏𝟎−𝟒 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
𝟎 = 𝑲𝑪 = 𝟖, 𝟖𝟒. 𝟏𝟎
−𝟒 
 
SEPTIEMBRE 2020 
 
Se desea preparar 1 L de disolución saturada de carbonato de calcio (CaCO3). Calcula: 
 
DATOS: Kps (CaCO3) = 4,8.10–9. Masas atómicas, (O) = 16; (C) = 12; (Ca) = 40. 
 
a) (1 p) La solubilidad de la sal. 
 
 CaCO3 (s) ⇄ Ca2+ (ac) + CO32- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑪𝒂
𝟐+] . [𝑪𝑶𝟑
𝟐−] = 𝒔 . 𝒔 = 𝒔𝟐  𝒔 = √𝑲𝒑𝒔 = √𝟒, 𝟖. 𝟏𝟎−𝟗 = 𝟔, 𝟗𝟑. 𝟏𝟎
−𝟓 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 . 𝟏𝟎𝟎 
𝒈
𝒎𝒐𝒍
= 𝟔, 𝟗𝟑. 𝟏𝟎−𝟑 𝒈/𝑳 
 
b) (1 p) Si a un litro de agua le añades 7,3.10–7 moles de CaCO3, considera que no existe variación 
de volumen, ¿obtendrás una disolución saturada de carbonato de calcio?, razónalo. 
 
No se obtiene una disolución saturada. La solubilidad del CaCO3 es de 6,93.10-5 mol/L. Como la 
cantidad añadida es inferior, se disolvería completamente, sin llegar a la saturación de la 
disolución. 
 
SEPTIEMBRE 2020 
 
Dado el equilibrio: C (s) + CO2 (g) ⇆ 2 CO (g); ΔHo = 119,8 kJ. Contesta razonadamente cómo 
modifica el equilibrio: 
 
a) (0,5 p) Disminuir la cantidad de carbono. 
 
El equilibrio no se modifica, ya que se trata de un equilibrio heterogéneo sólido – gas, y el 
carbono se encuentra en estado sólido. 
 
b) (0,5 p) Aumentar la cantidad de dióxido de carbono. 
 
Al aumentar la cantidad de dióxido de carbono, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el 
equilibrio se desplaza en el sentido en el que disminuye la cantidad de dióxido de carbono, para 
que, de este modo, disminuya su cantidad. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda. 
 
c) (0,5 p) Disminuir la temperatura. 
 
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al disminuir la temperatura el equilibrio se desplaza en el 
sentido exotérmico, de modo que al liberarse de energía por parte del proceso se produzca un 
aumento de la temperatura. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda. 
 
 
 
 
 
 
 
 
d) (0,5 p) Aumentar la presión. 
 
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al aumentar la presión total del sistema el equilibrio se 
desplaza en el sentido en el que disminuye el número de moles de gas, de modo que se produzca 
una disminución de la presión. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda. 
 
SEPTIEMBRE 2020 
 
Decir razonadamente si son ciertas o falsas las siguientes propuestas, utiliza un diagrama de 
energía/avance de la reacción. Cuando se adiciona un catalizador a un sistema reaccionante: 
 
a) (1 p) La variación de entalpía de la reacción se hace más negativa, es decir, la reacción se hace 
más exotérmica y por tanto es más rápida. 
b) (1 p) Disminuye la energía de activación y aumenta la velocidad 
del proceso. 
 
Contesto los dos apartados simultáneamente. 
 
Cuando añadimos un catalizador positivo a una reacción, esta 
transcurre mediante un nuevo mecanismo con una menor energía de 
activación, por lo que aumenta su velocidad, pero no modifica la 
entalpía de reacción, por lo que no se hace más exotérmica. 
 
JULIO 2020 
 
En un matraz de 1 L de capacidad se colocan 6 g de PCl5 sólido. Se hace el vacío, se cierra el matraz y 
se calienta a 250 ºC. El PCl5 pasa a estado gas y se disocia parte en PCl3 (g) y Cl2 (g). La presión de 
equilibrio es 2,078 atm. Calcula: 
 
DATOS: Masas atómicas: Cl = 35,5 P = 31 R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 
 
a) (1 p) El grado de disociación del PCl5. 
 
[𝑷𝑪𝒍𝟓]𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 = 
𝟔 𝒈
𝟐𝟎𝟖, 𝟓 𝒈/𝒎𝒐𝒍⁄
𝟏 𝑳
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟗 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
 
 
 PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 0,029 -- -- 
Variación (mol/L) -x +x +x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 0,029 - x x x 
 
𝑃𝑇 = 𝑐𝑇 . 𝑅 . 𝑇  2,078 = (0,029 + 𝑥) . 0,082 . 523  𝑥 = 0,019 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
𝜶 = (
𝒙
𝟎, 𝟎𝟐𝟗
) . 𝟏𝟎𝟎 = (
𝟎, 𝟎𝟏𝟗
𝟎, 𝟎𝟐𝟗
) . 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟓, 𝟓 % 
 
b) (1 p) La constante de equilibrio Kp a dicha temperatura. 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑷𝑪𝒍𝟑] . [𝑪𝒍𝟐]
[𝑷𝑪𝒍𝟓]
=
𝒙𝟐
𝟎, 𝟎𝟐𝟗 − 𝒙
=
(𝟎, 𝟎𝟏𝟗)𝟐
𝟎, 𝟎𝟐𝟗 − 𝟎, 𝟎𝟏𝟗
= 𝟑, 𝟔𝟏. 𝟏𝟎−𝟐 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻) = 𝟑, 𝟔𝟏. 𝟏𝟎
−𝟐 . (𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟓𝟐𝟑) = 𝟏, 𝟓𝟓 
 
 
 
 
 
 
JULIO 2020 
 
Para el equilibrio: N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g), justifica la veracidad o falsedad de las siguientes 
afirmaciones: 
 
a) (0,5 p) En el momento del equilibrio se cumple que la [NH3] es el doble que la de [N2]. 
 
Falso. Las concentraciones en el equilibrio no guardan la misma proporción que la estequiometría 
de la reacción. Son las variaciones en la concentración de las diferentes especies, hasta que se 
alcance el equilibrio, las que se relacionan con la estequiometría del proceso. 
 
b) (0,5 p) Al aumentar la presión, sin variar la temperatura, aumenta la concentración de NH3. 
 
Cierto. Al aumentar la presión, de acuerdo con elprincipio de Le Chatelier, el equilibrio se 
desplaza en el sentido en el que disminuye el número de moles de gas, para que, de este modo, 
disminuya la presión. El equilibrio se desplaza hacia la derecha, aumentando la concentración de 
amoniaco. 
 
c) (0,5 p) Una vez alcanzado el equilibrio, la adición de N2 (g) aumentará Kc. 
 
Falso. El valor de la constante de equilibrio solo se modifica al variar la temperatura. 
 
d) (0,5 p) Una vez alcanzado el equilibrio, al aumentar la temperatura variará Kc. 
 
Cierto. El valor de la constante de equilibrio se modifica al variar la temperatura, si el equilibrio 
es endotérmico el valor de Kc aumenta con la temperatura, y si es exotérmico, el valor de Kc 
disminuye con la temperatura. 
 
 
JULIO 2020 
 
El producto de solubilidad del hidróxido de cerio (III), Ce(OH)3, es 1,5.10-20. 
 
 
a) (0,5 p) Calcula la solubilidad molar del hidróxido de cerio (III) en agua. 
 
 Ce(OH)3 (s) ⇄ Ce+2 (ac) + 3 OH- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +3s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 3s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑪𝒆
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟑 = 𝒔 . (𝟑𝒔)𝟑 = 𝟐𝟕𝒔𝟒  𝒔 = √
𝑲𝒑𝒔
𝟐𝟕
𝟒
= √
𝟏, 𝟓. 𝟏𝟎−𝟐𝟎
𝟐𝟕
𝟒
= 𝟒, 𝟖𝟓. 𝟏𝟎−𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (0,5 p) Calcula el pH de la disolución saturada de esta sal. 
 
La concentración de iones hidróxido en una disolución saturada es la que hay en el equilibrio. 
 
𝒑𝑶𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 [𝑶𝑯−] = − 𝒍𝒐𝒈 (𝟑𝒔) = − 𝒍𝒐𝒈 (𝟑 . 𝟒, 𝟖𝟓. 𝟏𝟎−𝟔) = 𝟒, 𝟖𝟒 
 
𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝟒, 𝟖𝟒 = 𝟗, 𝟏𝟔 
 
c) (0,5 p) Razona cómo variará la solubilidad si se adiciona a la disolución saturada anterior una sal 
soluble de cerio (III). 
 
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al aumentar la concentración de los iones Ce+3, el equilibrio 
se desplaza en el sentido que favorezca la disminución de su concentración. El equilibrio se 
desplaza hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del Ce(OH)3. Este hecho es conocido como 
efecto del ion común. 
 
 
 
 
 
 
 
 
d) (0,5 p) Razona cómo variará la solubilidad si se adiciona una disolución de ácido a la disolución 
saturada de hidróxido de cerio (III). 
 
Aumenta la solubilidad, ya que los protones aportados por el ácido reaccionan con los iones 
hidróxido, disminuyendo éstos su concentración, lo que provoca, según el principio de Le Chatelier, 
el desplazamiento del equilibrio hacia la derecha. 
 
JULIO 2020 
 
Si en una reacción añadimos un catalizador, razona si son ciertas o falsas las siguientes proposiciones: 
 
 
a) (0,5 p) La entalpia de la reacción no varía. 
 
Cierto. El catalizador solo afecta a la velocidad de reacción. A través de una disminución de la 
energía de activación, pero no modifica la entalpía de reacción. 
 
b) (0,5 p) Es un reactivo más e interviene por tanto en la reacción química global. 
 
Falso. El catalizador interviene en el mecanismo de reacción como un reactivo, pero no interviene 
en la reacción química global, ya que se regenera en una de las etapas del mecanismo. 
 
c) (0,5 p) La energía de activación aumenta. 
 
Falso. El catalizador permite que la reacción transcurra mediante un nuevo mecanismo de reacción 
con una menor energía de activación. 
 
d) (0,5 p) Se llega más rápido al equilibrio al disminuir la energía de activación. 
 
Cierto. El catalizador permite que la reacción transcurra mediante un nuevo mecanismo de 
reacción con una menor energía de activación, por lo que aumenta la velocidad de reacción, 
alcanzándose en menos tiempo el equilibrio. 
 
JULIO 2019 
 
(2 p) Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g), la constante Kc = 4,40 a 2000 K. 
 
Calcula las concentraciones en el equilibrio cuando se introducen simultáneamente 1 mol de H2, 1 mol de 
CO2 y 2 moles de H2O en un reactor de 4,68 L a dicha temperatura. 
 
 H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g) 
Moles iniciales 1 1 2 
Variación -x -x +x +x 
Moles en el equilibrio 1 - x 1-x 2 + x x 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑪𝑶] . [𝑯𝟐𝑶]
[𝑪𝑶𝟐] . [𝑯𝟐]
  𝟒, 𝟒 = 
(𝒙 𝑽⁄ ) . (
𝟐 + 𝒙
𝑽⁄ )
(𝟏 − 𝒙 𝑽⁄ ) . (
𝟏 − 𝒙
𝑽⁄ )
  𝟒, 𝟒 = 
𝟐𝒙 + 𝒙𝟐
𝟏 − 𝟐𝒙 + 𝒙𝟐
 
 
Resolviendo la ecuación: 
𝒙 = 𝟎, 𝟒𝟕𝟑 𝒎𝒐𝒍 
 
De modo que las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[𝑯𝟐] = [𝑪𝑶𝟐] = 
𝟏 − 𝒙
𝑽
= 
𝟏 − 𝟎, 𝟒𝟕𝟑
𝟒, 𝟔𝟖
= 𝟎, 𝟏𝟏𝟑 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
; [𝑯𝟐𝑶] = 
𝟐 + 𝒙
𝑽
= 
𝟐 + 𝟎, 𝟒𝟕𝟑
𝟒, 𝟔𝟖
= 𝟎, 𝟓𝟐𝟖 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 
 
[𝑪𝑶] = 
𝒙
𝑽
= 
𝟎, 𝟒𝟕𝟑
𝟒, 𝟔𝟖
= 𝟎, 𝟏𝟎𝟏 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 
 
 
 
 
 
JULIO 2019 
 
A la temperatura de 650 K, la deshidrogenación del 2-propanol para producir propanona, según la 
reacción: CH3 – CHOH – CH3 (g) ⇄ CH3 – CO – CH3 (g) + H2 (g), es una reacción endotérmica. 
Indica, razonadamente, si la constante de equilibrio de esta reacción: 
 
a) (0,5 p) Aumenta al elevar la temperatura. 
 
El valor de la constante de equilibrio varía con la temperatura. Esta variación está dada por la 
ecuación de Van’t Hoff: 
𝒍𝒏
(𝑲𝒑)𝟏
(𝑲𝒑)𝟐
= − 
∆𝑯°
𝑹
 . (
𝟏
𝑻𝟏
− 
𝟏
𝑻𝟐
) 
 
Al tratarse de un proceso endotérmico (∆𝑯° > 𝟎) y teniendo en cuenta que T2 > T1: 
 
𝒍𝒏
(𝑲𝒑)𝟏
(𝑲𝒑)𝟐
< 𝟎  (𝑲𝒑)𝟐
> (𝑲𝒑)𝟏
 
 
Al aumentar la temperatura, aumenta la constante de equilibrio. 
 
b) (0,5 p) Aumenta cuando se utiliza un catalizador. 
 
La constante de equilibrio no varía, ya que solo depende de la temperatura, y esta se mantiene 
constante. 
 
c) (0,5 p) Aumenta al elevar la presión total, manteniendo constante la temperatura. 
 
La constante de equilibrio no varía, ya que solo depende de la temperatura, y esta se mantiene 
constante. 
 
d) (0,5 p) Aumenta al incrementar la cantidad de 2-propanol en el sistema. 
 
La constante de equilibrio no varía, ya que solo depende de la temperatura, y esta se mantiene 
constante. 
 
JULIO 2019 
 
DATOS: Kps [Mg(OH)2] = 1,5.10-11 Masas atómicas: Mg = 24,3; O = 16; H = 1. 
 
a) (1 p) Calcula la cantidad de Mg(OH)2 que se disuelve en agua cuando 0,10 g de dicha sustancia 
se adiciona a 1 L de agua. 
 
 Mg(OH)2 (s) ⇄ Mg2+ (ac) + 2 OH- (ac) 
Concentración Inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) s s 2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a – s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑴𝒈
𝟐+] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒 . 𝒔𝟑  𝒔 = √
𝑲𝒑𝒔
𝟒
𝟑
= √
𝟏, 𝟓. 𝟏𝟎−𝟏𝟏
𝟒
𝟑
= 𝟏, 𝟓𝟓. 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝒎 = 𝟏, 𝟓𝟓. 𝟏𝟎−𝟒 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 . 𝟏 𝑳 . 
𝟓𝟖, 𝟑 𝒈 𝒅𝒆 𝑴𝒈(𝑶𝑯)𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑴𝒈(𝑶𝑯)𝟐
= 𝟗, 𝟎𝟒. 𝟏𝟎−𝟑𝒈 𝒅𝒆 𝑴𝒈(𝑶𝑯)𝟐 = 𝟗, 𝟎𝟒 𝒎𝒈 𝒅𝒆 𝑴𝒈(𝑶𝑯)𝟐 
 
b) (1 p) Razona si aumentará la cantidad disuelta del hidróxido, si además de los 0,10 g añadimos 
otra sal soluble de Mg. 
 
La solubilidad disminuye debido al efecto del ion común. Al aumentar la concentración de iones 
magnesio de la disolución, de acuerdo al principio de Le Chatelier, el equilibrio de disolución del 
hidróxido de magnesio se desplaza hacia la izquierda, disminuyendo su solubilidad. 
 
JUNIO 2019 
 
El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (II), Fe(OH)2, es 1,6.10−14. 
 
a) (1 p) Calcula la solubilidad molar del hidróxido de hierro (II) en agua. 
 
 Fe(OH)2 (s) ⇄ Fe+2 (ac) + 2 OH- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑭𝒆
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒𝒔𝟑  𝒔 = √
𝑲𝒑𝒔
𝟒
𝟑
= √
𝟏, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟏𝟒
𝟒
𝟑
= 𝟏, 𝟓𝟗. 𝟏𝟎−𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
b) (0,5 p) Calcula el pH de la disolución saturada de esta sal. 
 
La concentración de iones hidróxido en una disolución saturada es la que hay en el equilibrio. 
 
𝒑𝑶𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 [𝑶𝑯−] = − 𝒍𝒐𝒈 (𝟐𝒔) = − 𝒍𝒐𝒈 (𝟐 . 𝟏, 𝟓𝟗. 𝟏𝟎−𝟓) = 𝟒, 𝟓 
 
𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝟒, 𝟓 = 𝟗, 𝟓 
 
c) (0,75 p) Razona cómovariará la solubilidad si se adiciona una sal soluble de hierro (II). 
 
De acuerdo al principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al aumentar la concentración de los iones Fe+2, el equilibrio 
se desplaza en el sentido que favorezca la disminución de su concentración. El equilibrio se 
desplaza hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del Fe(OH)2. Este hecho es conocido como 
efecto del ion común. 
 
JUNIO 2019 
 
Se introducen 0,6 moles de tetraóxido de dinitrógeno, N2O4, en un recipiente de 10 L a 348,2 K. En el 
equilibrio: N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g), la presión es de 2 atm. 
 
DATOS: R = 0,082 atm . L . mol−1 . K−1 
 
a) (0,5 p) Calcula el grado de disociación. 
 
 N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) 
Concentración Inicial (mol/L) 0,06 -- 
Variación (mol/L) -x +2x 
Concentración Equilibrio (mol/L) 0,06 - x 2x 
 
(𝑪𝑻)𝒆𝒒 = (𝟎, 𝟎𝟔 − 𝒙) + 𝟐𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟔 + 𝒙 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝑷𝑻 = 𝑪𝑻 . 𝑹 . 𝑻  𝟐 = (𝟎, 𝟎𝟔 + 𝒙) . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟒𝟖, 𝟐  𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝜶 = (
𝒙
𝟎, 𝟎𝟔
) . 𝟏𝟎𝟎 = (
𝟎, 𝟎𝟏
𝟎, 𝟎𝟔
) . 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟔, 𝟕 % 
 
b) (0,5 p) Calcula el número de moles de cada sustancia en el equilibrio. 
 
𝒏𝑵𝟐𝑶𝟒 = (𝟎, 𝟎𝟔 − 𝒙) . 𝑽 = (𝟎, 𝟎𝟔 − 𝟎, 𝟎𝟏) . 𝟏𝟎 = 𝟎, 𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
𝒏𝑵𝑶𝟐 = (𝟐𝒙) . 𝑽 = (𝟐 . 𝟎, 𝟎𝟏) . 𝟏𝟎 = 𝟎, 𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
c) (0,5 p) Calcula el valor de Kp a esa temperatura. 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑵𝑶𝟐]
𝟐
[𝑵𝟐𝑶𝟒]
= 
(𝟐𝒙)𝟐
𝟎, 𝟎𝟔 − 𝒙
= 
𝟒𝒙𝟐
𝟎, 𝟏 − 𝒙
= 
𝟒 . (𝟎, 𝟎𝟏)𝟐
𝟎, 𝟎𝟔 − 𝟎, 𝟎𝟏
= 𝟖. 𝟏𝟎−𝟑 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏  𝑲𝒑 = 𝟖. 𝟏𝟎
−𝟑 . (𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟒𝟖, 𝟐) = 𝟎, 𝟐𝟐𝟖 
 
d) (0,5 p) Razona si se produciría una mayor disociación de N2O4 al ir retirando del recipiente 
NO2. 
 
De acuerdo al principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al disminuir la concentración del producto NO2, el equilibrio 
se desplaza en el sentido que favorezca su producción, aumentando de este modo su 
concentración. El equilibrio se desplaza hacia la derecha, produciéndose una mayor disociación del 
N2O4. 
 
JUNIO 2019 
 
En el siguiente equilibrio: 2 A (g) ⇆ 2 B (g) + C (g), ΔH es positivo. Considerando los gases ideales, 
razona hacia dónde se desplaza el equilibrio y qué le sucede a la constante de equilibrio en los 
siguientes casos. 
 
a) (0,5 p) Si disminuye el volumen del recipiente a temperatura constante. 
 
De acuerdo al principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al disminuir el volumen se produce un aumento de la presión 
total del sistema, de modo que el equilibrio se desplaza en el sentido en el que disminuye el 
número de moles de gas, de modo que se produzca una disminución de la presión. El equilibrio se 
desplaza hacia la izquierda. 
La constante de equilibrio no varía, ya que solo depende de la temperatura, y esta se mantiene 
constante. 
 
b) (0,5 p) Si aumenta la temperatura. 
 
De acuerdo al principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza en el 
sentido endotérmico, de modo que el consumo de energía por parte del proceso produzca una 
disminución de la temperatura. El equilibrio se desplaza hacia la derecha. 
La constante de equilibrio varía, ya que depende de la temperatura. La variación de la constante 
de equilibrio con la temperatura está dada por la ecuación de Van’t Hoff: 
 
𝒍𝒏
(𝑲𝒑)𝟏
(𝑲𝒑)𝟐
= − 
∆𝑯°
𝑹
 . (
𝟏
𝑻𝟏
− 
𝟏
𝑻𝟐
) 
 
Al tratarse de un proceso endotérmico (∆𝑯° > 𝟎) y teniendo en cuenta que T2 > T1: 
 
𝒍𝒏
(𝑲𝒑)𝟏
(𝑲𝒑)𝟐
< 𝟎  (𝑲𝒑)𝟐
> (𝑲𝒑)𝟏
 
 
Al aumentar la temperatura, aumenta la constante de equilibrio. 
 
c) (0,5 p) Si se añade algo de A. 
 
De acuerdo al principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al aumentar la concentración del reactivo A, el equilibrio se 
desplaza en el sentido en el que disminuya su concentración, al favorecer su descomposición. El 
equilibrio se desplaza hacia la derecha. 
La constante de equilibrio no varía, ya que solo depende de la temperatura, y esta se mantiene 
constante. 
 
d) (0,5 p) Si se retira algo de B del equilibrio. 
 
De acuerdo al principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido en el que 
contrarreste la variación introducida. Al disminuir la concentración del producto B, el equilibrio se 
desplaza en el sentido que favorezca su producción, aumentando de este modo su concentración. 
El equilibrio se desplaza hacia la derecha. 
La constante de equilibrio no varía, ya que solo depende de la temperatura, y esta se mantiene 
constante. 
 
SEPTIEMBRE 2018 
 
En el proceso de gasificación de la hulla, ésta se tritura, se mezcla con un catalizador y vapor de agua y 
se obtiene metano, CH4: 
 
2 C (s) + 2 H2O (g) ⇆ CO2 (g) + CH4 (g) Hº = 15,3 kJ 
 
a) (1 p) Dibuja los diagramas entálpicos para esta 
reacción, con y sin el catalizador, en los que se 
muestren las energías que intervienen. 
 
Ea,d: energía de activación del proceso directo sin 
catalizador. 
 
E’a,d: energía de activación del proceso directo con 
catalizador. 
 
Ea,i: energía de activación del proceso inverso sin 
catalizador. 
 
E’a,i: energía de activación del proceso inverso con catalizador. 
 
HR: entalpía de reacción. 
 
b) (1 p) ¿Aumentará la cantidad de metano que se obtiene?: 
 
1) Al elevar la temperatura. 
 
Un aumento de la temperatura favorece el proceso endotérmico, por lo que en este caso el 
equilibrio se desplaza hacia la derecha, favoreciendo la obtención de metano. 
 
2) Al elevar la presión. 
 
Un aumento de la presión desplaza el equilibrio en el sentido en el que disminuye el número de 
moles gaseosos. Como en este caso el número de moles gaseosos no varía, el equilibrio no se 
desplaza, por lo que no se favorece la obtención de metano. 
 
SEPTIEMBRE 2018 
 
a) (1 p) Escribe el equilibrio de solubilidad de yoduro de plomo (II), PbI2. Calcula la solubilidad en 
agua del yoduro de plomo (II) en mol.L-1. 
 
DATOS: Kps (PbI2) = 1,4.10-8 
 
 PbI2 (s) ⇄ Pb+2 (ac) + 2 I- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑷𝒃
+𝟐] . [𝑰−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒𝒔𝟑  𝒔 = √
𝑲𝒑𝒔
𝟒
𝟑
= √
𝟏, 𝟒. 𝟏𝟎−𝟖
𝟒
𝟑
= 𝟏, 𝟓𝟐. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
 
 
 
 
b) (1 p) Explica, justificando la respuesta, hacia donde se desplaza el equilibrio de precipitación si 
se añade a una disolución saturada de PbI2 volúmenes de otra disolución de PbSO4. ¿Se 
disolverá más o menos el yoduro de plomo (II)? 
 
El aumento de la concentración de iones Pb+2 en la disolución, desplaza el equilibrio hacia la 
izquierda, de acuerdo al principio de Le Chatelier, disminuyendo la solubilidad del yoduro de 
plomo. Este proceso se conoce como “efecto del ion común”. 
 
JUNIO 2018 
 
La reacción, N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g), es endotérmica con Hº = 56,9 kJ. Cuando se introducen 0,50 
moles de N2O4 en un recipiente cerrado y vacío de 5 L a 100 ºC, al alcanzarse el equilibrio quedan 0,20 
moles de N2O4 sin reaccionar. 
 
a) (1 p) Calcula el valor de la constante Kc a 100 ºC para la reacción anterior. 
 
 N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) 
Concentración Inicial (mol/L) 0,1 -- 
Variación (mol/L) -x +2x 
Concentración Equilibrio (mol/L) 0,1 - x 2x 
 
𝟎, 𝟏 − 𝒙 = 
𝟎, 𝟐
𝟓
  𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑵𝑶𝟐]
𝟐
[𝑵𝟐𝑶𝟒]
= 
(𝟐𝒙)𝟐
𝟎, 𝟏 − 𝒙
= 
𝟒𝒙𝟐
𝟎, 𝟏 − 𝒙
= 
𝟒 . (𝟎, 𝟎𝟔)𝟐
𝟎, 𝟏 − 𝟎, 𝟎𝟔
= 𝟎, 𝟑𝟔 
 
b) (1 p) Una vez alcanzado el equilibrio, justifica si alguna de las siguientes acciones servirá para 
disminuirla cantidad de NO2 en el recipiente: 
 
a. Aumentar el volumen del recipiente. 
 
Al aumentar el volumen del recipiente el equilibrio se desplaza en el sentido en el que aumenta el 
número de moles de gas, es decir hacia la derecha, aumentando la cantidad de NO2. 
 
b. Aumentar la temperatura del interior del recipiente. 
 
Al aumentar la temperatura del interior del recipiente el equilibrio se desplaza en el sentido 
endotérmico, es decir hacia la derecha, aumentando la cantidad de NO2. 
 
Ninguna de las dos acciones supone una disminución de la cantidad de NO2 en el equilibrio. 
 
JUNIO 2018 
 
A 425 ºC la Kc del equilibrio, I2 (g) + H2 (g) ⇆ 2 HI (g), vale 54,8. 
 
a) (1 p) Razona e qué sentido se desplazará el equilibrio si en un recipiente de 10 L se introducen 
12,69 g de I2; 1,01 g de H2 y 25,58 g de HI y se calienta a 425 ºC. 
 
DATO: Masas atómicas I: 126,9 H: 1 
 
Calculamos las concentraciones iniciales: 
 
[𝑰𝟐]𝟎 = 
𝟏𝟐, 𝟔𝟗
𝟐𝟓𝟑, 𝟖⁄
𝟏𝟎
= 𝟓. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳; [𝑯𝟐]𝟎 = 
𝟏, 𝟎𝟏
𝟐⁄
𝟏𝟎
= 𝟎, 𝟎𝟓𝟎𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑯𝑰]𝟎 = 
𝟐𝟓, 𝟓𝟖
𝟏𝟐𝟕, 𝟗⁄
𝟏𝟎
= 𝟎, 𝟎𝟐 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Para ver en qué sentido evoluciona la reacción, calculamos el cociente de reacción: 
 
𝑸 = 
([𝑯𝑰]𝟎)
𝟐 
[𝑰𝟐]𝟎 . [𝑯𝟐]𝟎
= 
(𝟎, 𝟎𝟐)𝟐
(𝟓. 𝟏𝟎−𝟑) . (𝟎, 𝟎𝟓𝟎𝟓)
= 𝟏, 𝟓𝟖 < 𝑲𝒄 
 
La reacción no está en equilibrio, evolucionará hacia la derecha, produciéndose más HI a costa de 
una disminución de I2 y de H2 hasta que 𝑸 = 𝑲𝒄. 
 
b) (1 p) Calcula las concentraciones de I2, H2 y HI cuando se alcanza el equilibrio 
 
 I2 (g) + H2 (g) ⇄ 2 HI (g) 
Concentración Inicial (mol/L) 5.10-3 0,0505 0,02 
Variación (mol/L) -x -x +2x 
Concentración Equilibrio (mol/L) 5.10-3 - x 0,0505 - x 0,02 + 2x 
 
𝑲𝒄 = 
[𝑯𝑰]𝟐 
[𝑰𝟐] . [𝑯𝟐]
  𝟓𝟒, 𝟖 = 
(𝟎, 𝟎𝟐 + 𝟐𝒙)𝟐
(𝟓. 𝟏𝟎−𝟑 − 𝒙) . (𝟎, 𝟎𝟓𝟎𝟓 − 𝒙)
 
 
𝟓𝟎, 𝟖𝒙𝟐 − 𝟑, 𝟏𝟐𝟏𝟒𝒙 + 𝟎, 𝟎𝟏𝟑𝟒 = 𝟎 𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐 𝒙 = {
𝟎, 𝟎𝟓𝟕 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
𝟒, 𝟔𝟒. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
La primera solución carece de sentido ya que es mayor que la concentración de ambos reactivos. 
De modo que las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[𝑰𝟐]𝒆𝒒 = 𝟓. 𝟏𝟎
−𝟑 − 𝒙 = 𝟓. 𝟏𝟎−𝟑 − 𝟒, 𝟔𝟒. 𝟏𝟎−𝟑 = 𝟑, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑯𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟎𝟓 − 𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟎𝟓 − 𝟒, 𝟔𝟒. 𝟏𝟎
−𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑯𝑰]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟎𝟐 + 𝟐𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟐 + 𝟐 . 𝟒, 𝟔𝟒. 𝟏𝟎
−𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟗 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
SEPTIEMBRE 2017 
 
Para el equilibrio: 2 NO2 (g) ⇆ 2 NO (g) + O2 (g). Razona cuáles de las siguientes proposiciones son 
correctas y cuáles son falsas: 
 
a) (0,5 p) Kc = Kp 
 
Esta proposición es falsa. La relación entre ambas constantes es: 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏 
 
Para esta reacción: 
∆𝒏 = 𝟏  𝑲𝒑 > 𝑲𝑪 
 
b) (0,5 p) Se favorece la obtención del NO al aumentar la presión. 
 
Un aumento de la presión desplaza el equilibrio en el sentido en el que disminuye el número de 
moles de gas, en este caso hacia la izquierda, lo que no favorece la obtención de NO. La 
proposición es falsa. 
 
c) (0,5 p) El equilibrio se desplaza a la izquierda al añadir O2. 
 
La adición de O2, produce un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, disminuyendo de 
este modo la concentración de O2, de acuerdo al principio de Le Chatelier. La proposición es 
cierta. 
 
d) (0,5 p) El equilibrio se desplaza a la derecha al añadir un catalizador. 
 
La proposición es falsa, ya que la adición de un catalizador no modifica las condiciones de 
equilibrio, solo el tiempo que éste tarda en alcanzarse. 
 
 
 
 
 
SEPTIEMBRE 2017 
 
El producto de solubilidad del cloruro de plata (AgCl) es 2,0.10–10. 
 
DATO: Peso molecular (AgCl) = 143,5. 
 
a) (1 p) Calcula la solubilidad de esta sal en agua expresada en gramos por litro. 
 
 AgCl (s) ⇄ Ag+ (ac) + Cl- (ac) 
Concentración Inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑨𝒈
+] . [𝑪𝒍−] = 𝒔 . 𝒔 = 𝒔𝟐  𝒔 = √𝑲𝒑𝒔 = √𝟐. 𝟏𝟎−𝟏𝟎 = 𝟏, 𝟒𝟏. 𝟏𝟎
−𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝒔 = 𝟏, 𝟒𝟏. 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒐𝒍
𝑳
. 𝟏𝟒𝟑, 𝟓 
𝒈
𝒎𝒐𝒍
= 𝟐, 𝟎𝟑. 𝟏𝟎−𝟑 𝒈/𝑳 
 
b) (1 p) Razona cómo variará la solubilidad de esta sal en una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 
0,10 M. 
 
El aumento de la concentración de iones Cl- en la disolución, desplaza, de acuerdo al principio de 
Le Chatelier, el equilibrio hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del cloruro de plata. Este 
proceso se conoce como efecto del ion común. 
 
SEPTIEMBRE 2017 
 
El N2O4 se descompone de acuerdo con la ecuación: N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g) 
En un recipiente de 5,0 litros se introducen 0,284 moles de N2O4 a 50 ºC. Al llegar al equilibrio la 
presión es de 2 atm. 
 
DATO: R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1. 
 
a) (0,5 p) Calcula el grado de disociación a esa temperatura. 
 
 N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) 
Concentración Inicial (mol/L) 0,0568 -- 
Variación (mol/L) x 2x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 0,0568 – x 2x 
 
(𝑪𝑻)𝒆𝒒 = (𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖 − 𝒙) + 𝟐𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖 + 𝒙 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝑷𝑻 = 𝑪𝑻 . 𝑹 . 𝑻  𝟐 = (𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖 + 𝒙) . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟐𝟑  𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟖𝟕 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝜶 = (
𝒙
𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖
) . 𝟏𝟎𝟎 = (
𝟎, 𝟎𝟏𝟖𝟕
𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖
) . 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟐, 𝟗 % 
 
b) (0,5 p) Razona de qué manera variará el grado de disociación si el volumen del reactor se 
reduce a la mitad. 
 
Al reducir el volumen del reactor el equilibrio se desplaza en el sentido en el que disminuye el 
número de moles gaseosos, en este caso hacia la izquierda, disminuyendo el grado de disociación 
del N2O4. 
 
c) (0,5 p) Calcula el valor de Kc y Kp. 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑵𝑶𝟐]
𝟐
[𝑵𝟐𝑶𝟒]
= 
(𝟐𝒙)𝟐
(𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖 − 𝒙)
= 
(𝟐 . 𝟎, 𝟎𝟏𝟖𝟕)𝟐
(𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖 − 𝟎, 𝟎𝟏𝟖𝟕)
= 𝟑, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎−𝟐 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏  𝑲𝒑 = 𝟑, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎
−𝟐 . (𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟐𝟑) = 𝟎, 𝟗𝟕 
 
 
d) (0,5 p) Si se introducen simultáneamente 0,284 moles de N2O4 y 0,284 moles de NO2, en qué 
sentido evolucionaría la reacción para alcanzar el equilibrio. 
 
Para comprobar el sentido de la evolución calculamos el cociente de reacción: 
 
𝑸 = 
[𝑵𝑶𝟐]
𝟐
[𝑵𝟐𝑶𝟒]
= 
(𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖)𝟐
𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖
= 𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟖  𝑸 > 𝑲𝑪 
 
Esto implica que la reacción, para alcanzar el equilibrio, evolucionará hacia la izquierda, 
alcanzándose el equilibrio cuando 𝑸 = 𝑲𝒑. 
 
JUNIO 2017 
 
Dado el siguiente equilibrio: H2O (g) + C (s) ⇆ CO (g) + H2 (g) 
Se sabe que la constante de equilibrio (Kc) a 900 °C es 0,003; mientras que Kc a 1200 °C es 0,2. 
Responde de forma razonada a las siguientes cuestiones: 
 
a) (0,5 p) ¿Cuál de las dos temperaturas es más adecuada para favorecer la producción de CO? 
 
Se trata de un equilibrio heterogéneo cuya constante Kc es: 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑪𝑶] . [𝑯𝟐]
[𝑯𝟐𝑶]
 
 
Un mayor valor de KC indica que, cuando se alcanza el equilibrio, hay una mayor concentración de 
CO, por lo que trabajar a 1200 ºC favorece la producción de CO. 
 
b) (0,5 p) ¿Cómo afectaría a la reacción un aumento de presión? 
 
Un aumento de la presión total, de acuerdo al principio de Le Chatelier, desplaza el equilibrio en 
el sentido en el que disminuye el número de moles de gas, por lo que el equilibrio se desplaza 
hacia la izquierda. 
 
c) (0,5 p) Si se elimina H2 a medida que se va formando, ¿hacia dónde se desplaza el equilibrio? 
 
Por el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, para favorecer la 
formación de H2 y de este modo contrarrestar la disminución de concentración que se produce al 
irlo eliminando a medida que se va formando. 
 
d) (0,5 p) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? 
 
Al aumentar la temperatura se produce un aumento de la constante KC, lo que implica que el 
equilibrio se desplaza hacia la derecha. Como el aumento de temperatura, deacuerdo al principio 
de Le Chatelier, favorece el proceso endotérmico, podemos deducir que se trata de un equilibrio 
endotérmico. 
 
JUNIO 2107 
 
La solubilidad del hidróxido de cobre (II), Cu(OH)2, es de 3,42.10–7 mol/L. 
 
c) (1 p) Calcula la constante del producto de solubilidad del Cu(OH)2. 
 
 Cu(OH)2 (s) ⇄ Cu+2 (ac) + 2 OH- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑪𝒖
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒𝒔𝟑 = 𝟒 . (𝟑, 𝟒𝟐. 𝟏𝟎−𝟕) 𝟑 = 𝟏, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 
 
 
 
 
 
d) (1 p) Razona si se modificará el producto de solubilidad y la solubilidad al añadir una sal con un 
ion común. 
 
El valor del producto de solubilidad no varía, ya que, como todas las constantes de equilibrio, solo 
cambia al modificar la temperatura. 
 
Al añadir una sal con un ion común aumenta la concentración de dicho ion en la disolución, lo que 
provoca, según el principio de Le Chatelier, el desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda 
(efecto del ion común), produciéndose una disminución de la solubilidad. 
 
JUNIO 2017 
 
Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ⇆ H2O (g) + CO (g), la constante Kc = 4,40 a 2000 K. 
 
a) (1 p) Calcula las concentraciones en el equilibrio cuando se introducen simultáneamente en un 
reactor de 4,68 litros, 1 mol de hidrógeno, 1 mol de dióxido de carbono y 2 moles de agua a 
dicha temperatura. 
 
 H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g) 
Moles iniciales 1 1 2 - 
Variación -x -x +x +x 
Moles en equilibrio 1 - x 1 - x 2+x x 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑪𝑶] . [𝑯𝟐𝑶]
[𝑪𝑶𝟐] . [𝑯𝟐]
  𝟒, 𝟒 = 
(𝒙 𝟒, 𝟔𝟖⁄ ) . (
𝟐 + 𝒙
𝟒, 𝟔𝟖⁄ )
(𝟏 − 𝒙 𝟒, 𝟔𝟖⁄ ) . (
𝟏 − 𝒙
𝟒, 𝟔𝟖⁄ )
  𝟒, 𝟒 = 
𝟐𝒙 + 𝒙𝟐
𝟏 − 𝟐𝒙 + 𝒙𝟐
 
 
Resolviendo la ecuación: 
𝒙 = 𝟎, 𝟒𝟕𝟑 𝒎𝒐𝒍 
 
De modo que las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[𝑯𝟐] = [𝑪𝑶𝟐] = 
𝟏 − 𝒙
𝑽
= 
𝟏 − 𝟎, 𝟒𝟕𝟑
𝟒, 𝟔𝟖
= 𝟎, 𝟏𝟏𝟑 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
; [𝑯𝟐𝑶] = 
𝟐 + 𝒙
𝑽
= 
𝟐 + 𝟎, 𝟒𝟕𝟑
𝟒, 𝟔𝟖
= 𝟎, 𝟓𝟐𝟖 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 
 
[𝑪𝑶] = 
𝒙
𝑽
= 
𝟎, 𝟒𝟕𝟑
𝟒, 𝟔𝟖
= 𝟎, 𝟏𝟎𝟏 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 
 
b) (1 p) ¿En qué sentido se establecerá el equilibrio cuando se introducen en dicho reactor 1 mol 
de hidrógeno, 1 mol de dióxido de carbono, 1 mol de monóxido de carbono y 2 moles de agua? 
 
Calculamos el cociente de concentraciones en las condiciones iniciales: 
 
𝑸 = 
[𝑪𝑶] . [𝑯𝟐𝑶]
[𝑪𝑶𝟐] . [𝑯𝟐]
 = 
(𝟏 𝟒, 𝟔𝟖⁄ ) . (
𝟐
𝟒, 𝟔𝟖⁄ )
(𝟏 𝟒, 𝟔𝟖⁄ ) . (
𝟏
𝟒, 𝟔𝟖⁄ )
= 𝟐 < 𝑲𝑪 
 
Como el cociente de reacción es menor que la constante de equilibrio, para alcanzarse el equilibrio 
el sistema debe desplazarse hacia la derecha, incrementándose las concentraciones de CO y de 
agua, a la vez que disminuyen las concentraciones de hidrógeno y dióxido de carbono, hasta que el 
valor del cociente de reacción iguale al de la constante de equilibrio. 
 
SEPTIEMBRE 2016 
 
La solubilidad en agua del hidróxido de magnesio es 5,61.10–12 mol/L. 
 
a) (1 p) Calcula la constante del producto de solubilidad del hidróxido de magnesio. 
 
 Mg(OH)2 (s) ⇄ Mg+2 (ac) + 2 OH- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑴𝒈
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒𝒔𝟑 = 𝟒 . (𝟓, 𝟔𝟏. 𝟏𝟎−𝟏𝟐) 𝟑 = 𝟕, 𝟎𝟔. 𝟏𝟎−𝟑𝟒 
 
b) (1 p) Razona si la solubilidad aumentará cuando a una disolución saturada del mencionado 
hidróxido: 
 
1) Se añada un ácido. Aumenta la solubilidad, ya que los protones aportados por el ácido 
reaccionan con los iones hidróxido, disminuyendo éstos su concentración, lo que 
provoca, según el principio de Le Chatelier, el desplazamiento del equilibrio hacia la 
derecha. 
 
2) Se añada una disolución básica. Disminuye la solubilidad, ya que aumenta la concentración 
de iones hidróxido, lo que provoca, según el principio de Le Chatelier, el 
desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (efecto del ion común). 
 
3) Se le añada una sal soluble de magnesio. Disminuye la solubilidad, ya que aumenta la 
concentración de iones magnesio, lo que provoca, según el principio de Le Chatelier, el 
desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (efecto del ion común). 
 
4) Se le añada agua. No afecta a la solubilidad, ya que la adición de agua hace disminuir 
las concentraciones de iones magnesio e hidróxido, lo que provoca que se disuelva más 
cantidad de hidróxido de magnesio, pero en un volumen mayor de agua, por lo que la 
solubilidad no varía. 
 
SEPTIEMBRE 2016 
 
En un recipiente de 10 L a 800 K, se introducen 1 mol de CO y 1 mol de H2O. Cuando se alcanza el 
equilibrio representado por la ecuación: 
 
CO (g) + H2O (g) ⇆ CO2 (g) + H2 (g) 
 
el recipiente contiene 0,655 moles de CO2 y 0,655 moles de H2. Calcula: 
 
DATOS: R = 0,082 atm.L.mol−1.K−1 
 
a) (1 p) Las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio. 
 
 CO (g) + H2O (g) ⇄ CO2 (g) + H2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 0,1 0,1 - - 
Variación (mol/L) -x -x +x +x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 0,1 - x 0,1 - x x x 
 
Por el enunciado sabemos que: 
 
[𝑪𝑶𝟐]𝒆𝒒 = [𝑯𝟐]𝒆𝒒 = 𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟔𝟓𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
De modo que: 
[𝑪𝑶]𝒆𝒒 = [𝑯𝟐𝑶]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟏 − 𝒙 = 𝟎, 𝟏 − 𝟎, 𝟎𝟔𝟓𝟓 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (1 p) El valor de las constantes Kc y Kp para dicha reacción a 800 K. 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑪𝑶𝟐] . [𝑯𝟐]
[𝑪𝑶] . [𝑯𝟐𝑶]
= 
(𝟎, 𝟎𝟔𝟓𝟓)𝟐
(𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟓)𝟐
= 𝟑, 𝟔 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏  𝑲𝒑 = 𝟑, 𝟔 . (𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟖𝟎𝟎)
𝟎 = 𝟑, 𝟔 
 
 
 
 
 
 
 
 
SEPTIEMBRE 2016 
 
La ecuación de velocidad de cierta reacción es: 𝒗 = 𝒌 . [𝑨]𝟐 . [𝑩]. Razona si las siguientes proposiciones 
son verdaderas o falsas: 
 
a) (0,5 p) La unidad de la constante de velocidad es mol–1 . L . s. 
 
𝒌 =
𝒗
[𝑨]𝟐 . [𝑩]
# 
𝒎𝒐𝒍. 𝑳−𝟏. 𝒔−𝟏
(𝒎𝒐𝒍. 𝑳−𝟏)𝟐 . (𝒎𝒐𝒍. 𝑳−𝟏) 
# 𝒎𝒐𝒍−𝟐. 𝑳𝟐. 𝒔−𝟏 
 
La proposición es falsa. 
 
b) (0,5 p) Si se duplican las concentraciones de A y B, en igualdad de condiciones, la velocidad de 
reacción será ocho veces mayor. 
 
𝒗′ = 𝒌 . [𝟐𝑨]𝟐 . [𝟐𝑩] = 𝟖 . 𝒌 . [𝑨]𝟐 . [𝑩] = 𝟖 . 𝒗 
 
La proposición es cierta. 
 
c) (0,5 p) Si se duplica el volumen del reactor, la velocidad de reacción será ocho veces mayor. 
 
La proposición es falsa, ya que al aumentar el volumen disminuyen las concentraciones de los 
reactivos A y B, por lo que disminuye la velocidad. 
 
d) (0,5 p) La constante de velocidad no depende de la temperatura. 
 
La proposición es falsa, el único factor externo que afecta a la constante de velocidad es la 
temperatura. La relación entre ambos factores queda expresada en la ecuación de Arrhenius: 
 
𝒌 = 𝑨 . 𝒆−(
𝑬𝒂
𝑹 . 𝑻
) 
 
JUNIO 2016 
 
El producto de solubilidad del AgCl es 1,7.10-10 
 
DATO: Peso molecular AgCl = 143,3 
 
a) (1 p) Calcula los gramos de cloruro de plata que como mínimo es necesario adicionar a 100 mL de 
agua para obtener una disolución saturada de dicha sal. 
 
 AgCl (s) ⇄ Ag+ (ac) + Cl- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s +s +s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑨𝒈
+] . [𝑪𝒍−] = 𝒔 . 𝒔 = 𝒔𝟐  𝒔 = √𝑲𝒑𝒔 = √𝟏, 𝟕. 𝟏𝟎−𝟏𝟎 = 𝟏, 𝟑. 𝟏𝟎
−𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝒎𝑨𝒈𝑪𝒍 = 𝟏, 𝟑. 𝟏𝟎
−𝟓 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 . 𝟎, 𝟏 𝑳 . 𝟏𝟒𝟑, 𝟑 
𝒈
𝒎𝒐𝒍
= 𝟏, 𝟖𝟔. 𝟏𝟎−𝟒 𝒈 
 
b) (1 p) Razona si la adición de una sal soluble de plata a la disolución saturada anterior variará la 
solubilidad de AgCl. 
 
El aumento de la concentración de iones Ag+ en la disolución, desplaza, de acuerdo al principio de 
Le Chatelier, el equilibrio hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del cloruro de plata. Este 
proceso se conoce como efecto del ion común. 
 
 
 
 
 
 
JUNIO 2016 
 
Se ha comprobado experimentalmente que la reacción2 A (g) + B (g) → C (g) es de primer orden 
respecto al reactivo A y de primer orden respecto al reactivo B. 
 
a) (1 p) Escribe su ecuación de velocidad, indica cuál es el orden total de la reacción. 
 
La ecuación de velocidad es: 
𝒗 = 𝒌 . [𝑨]𝜶 . [𝑩]𝜷 
 
En este caso, al ser de primer orden con respecto a A y de primer orden con respecto a B, la 
ecuación de velocidad toma la forma: 
𝒗 = 𝒌 . [𝑨] . [𝑩] 
 
Se trata de una reacción de orden 2 (el orden total de reacción es igual a la suma de los órdenes 
parciales). 
 
b) (1 p) Razona qué factores pueden modificar la velocidad de la reacción. 
 
o Una variación de la temperatura. Un aumento de temperatura supone un aumento de la 
constante de velocidad, de acuerdo a la ecuación de Arrhenius: 𝒌 = 𝑨 . 𝒆− [
𝑬𝑨
𝑹 . 𝑻
] 
o Una variación en las concentraciones. Una variación del volumen del reactor o una variación 
de la presión del sistema, supone una variación en la velocidad de reacción. Si aumenta la 
concentración (al disminuir el volumen o al aumentar la presión) la velocidad aumenta y si 
disminuye la concentración (al aumentar el volumen o al disminuir la presión) la velocidad 
disminuye. 
o La adición de un catalizador aumenta la velocidad de reacción. 
 
JUNIO 2016 
 
Para la reacción en equilibrio SO2Cl2 (g) ⇄ SO2 (g) + Cl2 (g), la constante Kp = 2,4, a 375 K. 
A esta temperatura, se introducen 0,05 moles de S02Cl2 en un recipiente cerrado de 1 L de capacidad. 
En el equilibrio, calcula: 
 
DATO: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 
 
a) (1,5 p) Las presiones parciales de cada uno de los gases presentes. 
 
 SO2Cl2 (g) ⇄ SO2 (g) + Cl2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 0,05 -- -- 
Variación (mol/L) -x +x +x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 0,05 - x x x 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏  𝑲𝒄 =
𝑲𝒑
(𝑹 . 𝑻)∆𝒏
=
𝟐, 𝟒
(𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟕𝟓)
= 𝟎, 𝟎𝟕𝟖 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑺𝑶𝟐] . [𝑪𝒍𝟐]
[𝑺𝑶𝟐𝑪𝒍𝟐]
  𝟎, 𝟎𝟕𝟖 = 
[𝒙]𝟐
[𝟎, 𝟎𝟓 − 𝒙]
  𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐 {
𝒙𝟏 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝒙𝟐 = −𝟎, 𝟏𝟏𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
𝑷𝑺𝑶𝟐 = 𝑷𝑪𝒍𝟐 = [𝒙] . 𝑹 . 𝑻 = (𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟓) . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟕𝟓 = 𝟏, 𝟎𝟔 𝒂𝒕𝒎 
 
𝑷𝑺𝑶𝟐𝑪𝒍𝟐 = [𝟎, 𝟎𝟓 − 𝒙] . 𝑹 . 𝑻 = (𝟎, 𝟎𝟓 − 𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟓) . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟕𝟓 = 𝟎, 𝟒𝟖 𝒂𝒕𝒎 
 
b) (0,5 p) El grado de disociación del SO2CL2 a esa temperatura. 
 
𝜶 = (
𝒙
𝟎, 𝟎𝟓
) . 𝟏𝟎𝟎 = (
𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟓
𝟎, 𝟎𝟓
) . 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟗 % 
 
 
 
 
SEPTIEMBRE 2015 
 
DATOS: Pb(NO3)2 y KI son sales solubles; Kps (PbI2) = 7,1.10–9. 
 
a) (1 p) Sabiendo que el producto de solubilidad del hidróxido de plomo (II), Pb(OH)2, a una 
temperatura dada es 4.10–15, calcula la solubilidad del hidróxido. 
 
 Pb(OH)2 (s) ⇄ Pb2+ (ac) + 2 OH- (ac) 
Conc. Inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) s s 2s 
Conc. Equilibrio (mol/L) a – s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑷𝒃
𝟐+] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒 . 𝒔𝟑  𝒔 = √
𝑲𝒑𝒔
𝟒
𝟑
= √
𝟒. 𝟏𝟎−𝟏𝟓
𝟒
𝟑
= 𝟏. 𝟏𝟎−𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (1 p) Indica si se formará un precipitado de yoduro de plomo (II), PbI2, cuando a 100 mL de una 
disolución 0,01 M de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2, se le añaden 50 mL de una disolución de 
yoduro potásico, KI, 0,02 M. 
 
Para que se produzca precipitación de sulfato de estroncio debe cumplirse que: [𝑷𝒃+𝟐] . [𝑰−]𝟐 > 𝑲𝒑𝒔 
 
Pb(NO3)2 (s) → Pb+2 (ac) + 2 NO3- (ac) [𝑷𝒃+𝟐] = [
𝟏𝟎𝟎 . 𝟎,𝟎𝟏 
𝟏𝟓𝟎
] = 𝟔, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
IK (s) → K+ (ac) + I- (ac) [𝑰−] = [
𝟓𝟎 . 𝟎,𝟎𝟐
𝟏𝟓𝟎
] = 𝟔, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Si calculamos el producto iónico de la disolución: 
 
𝑸 = [𝑷𝒃+𝟐] . [𝑰−]𝟐 = 𝟔, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎−𝟑 . (𝟔, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎−𝟑)𝟐 = 𝟐, 𝟗𝟔. 𝟏𝟎−𝟕 > 𝑲𝒑𝒔  𝑺𝒊 𝒔𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒆 𝒑𝒓𝒆𝒄𝒊𝒑𝒊𝒕𝒂𝒅𝒐 
 
 
SEPTIEMBRE 2015 
 
En el siguiente equilibrio: 2 A (g) ⇆ 2 B (g) + C (g), ΔH es positivo. Considerando los gases ideales, 
razona hacia dónde se desplaza el equilibrio y qué le sucede a la constante de equilibrio en los 
siguientes casos: 
 
a) (0,5 p) Si disminuye el volumen del recipiente a temperatura constante. 
 
Una disminución del volumen del reactor provoca un desplazamiento del equilibrio en el sentido en 
el que se produce una disminución del número de moles gaseosos, por lo que este equilibrio se 
desplaza hacia la izquierda. 
La constante de equilibrio no se modifica al disminuir el volumen del reactor. 
 
b) (0,5 p) Si aumenta la temperatura. 
 
Un aumento de la temperatura provoca un desplazamiento del equilibrio en el sentido del proceso 
endotérmico, por lo que este equilibrio se desplaza hacia la derecha. 
La constante de equilibrio so se modifica al aumentar la temperatura (en este caso, al tratarse 
de un equilibrio endotérmico, aumenta la constante de equilibrio). 
 
c) (0,5 p) Si se añade algo de A. 
 
Un aumento de la concentración de A (reactivo) provoca un desplazamiento del equilibrio en el 
sentido en el que se produce una disminución de su concentración, por lo que este equilibrio se 
desplaza hacia la derecha. 
La constante de equilibrio no se modifica al modificar las concentraciones de los reactivos y/o 
productos. 
 
 
 
 
d) (0,5 p) Si se retira algo de B del equilibrio. 
 
Una disminución de la concentración de B (reactivo) provoca un desplazamiento del equilibrio en el 
sentido en el que se produce un aumento de su concentración, por lo que este equilibrio se 
desplaza hacia la derecha. La constante de equilibrio no se modifica al modificar las 
concentraciones de los reactivos y/o productos. 
 
SEPTIEMBRE 2015 
 
La ecuación de velocidad para la reacción X + Y → productos, es de primer orden tanto respecto de X 
como de Y. Cuando la concentración de X es de 0,15 moles.L−1 y la de Y es de 0,75 moles.L−1, la velocidad 
de reacción es de 4,2.10−3 moles.L−1.s−1. Calcula: 
 
a) (0,5 p) El valor de la constante de velocidad de la reacción. 
 
La ecuación diferencial de velocidad para esta reacción es: 𝒗 = 𝒌 . [𝑨] . [𝑩] 
 
𝒌 = 
𝒗
[𝑨] . [𝑩]
= 
𝟒, 𝟐. 𝟏𝟎−𝟑
𝟎, 𝟏𝟓 . 𝟎, 𝟕𝟓
= 𝟑, 𝟕𝟑. 𝟏𝟎−𝟐 𝑳. 𝒎𝒐𝒍−𝟏. 𝒔−𝟏 
 
b) (0,5 p) La velocidad de reacción cuando las concentraciones de X e Y son 0,5 moles.L−1 
 
𝒗 = 𝒌 . [𝑨] . [𝑩] = 𝟑, 𝟕𝟑. 𝟏𝟎−𝟐 . 𝟎, 𝟓 . 𝟎, 𝟓 = 𝟗, 𝟑𝟑. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍. 𝑳𝟏 . 𝒔−𝟏 
 
c) (0,5 p) Indica razonadamente cómo varía la velocidad de reacción al utilizar un catalizador. 
 
Un catalizador es una sustancia que añadida a una reacción química modifica sensiblemente su 
velocidad, sin sufrir ninguna alteración química. Si el efecto es producir un aumento de la 
velocidad recibe el nombre de catalizador positivo o simplemente catalizador, y actúan provocando 
un nuevo mecanismo de reacción con una menor energía de activación. Si el efecto es producir una 
disminución de la velocidad recibe el nombre de catalizador negativo o inhibidor, y su mecanismo 
de actuación es provocando alguna reacción secundaria, bloqueando alguno de los reactivos o 
influenciando negativamente al catalizador de la reacción. 
 
d) (0,5 p) Indica razonadamente cómo varía la velocidad de reacción al aumentar la temperatura. 
 
Un aumento de la temperatura supone una mayor energía de las moléculas reaccionantes, lo que 
trae como consecuencia una mayor efectividad de las colisiones. En general se admite que, hasta 
cierto límite, la velocidad de reacción se dobla por cada 10 ºC de aumento de la temperatura. La 
ecuación de Arrhenius, relaciona las variaciones de la constante específica de velocidad, k, con la 
temperatura. 
𝒌 = 𝑨 . 𝒆− [
𝑬𝑨
𝑹 . 𝑻] 
 
JUNIO 2015 
 
Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 
 
DATOS: Kps(FeCO3) = 3,2. 10-11 Kps(CaF2) = 5,3.10-9 
Masas atómicas: C = 12 O = 16 Fe = 55,8 Ca = 40 F = 19 
 
a) (0,5 p) El producto de solubilidad del FeCO3 disminuye si se añade Na2CO3 a una disoluciónacuosa de la sal. 
 
Falso. El producto de solubilidad es la constante del equilibrio de disociación del carbonato de 
hierro (II) en disolución acuosa: 
 
FeCO3 (s) ⇄ Fe+2 (ac) + CO32- (ac) 
 
Como toda constante de equilibrio, su valor solamente depende de la temperatura. 
 
 
 
b) (0,5 p) La solubilidad de FeCO3 en agua pura es aproximadamente la misma que la del CaF2. 
 
 FeCO3 (s) ⇄ Fe+2 (ac) + CO32- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) s s s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a – s s s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑪𝑶𝟑
𝟐−] . [𝑭𝒆+𝟐] = 𝒔 . 𝒔 = 𝒔𝟐  𝒔 = √𝑲𝒑𝒔 = √𝟑, 𝟐. 𝟏𝟎−𝟏𝟏 = 𝟓, 𝟔𝟓. 𝟏𝟎
−𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
 CaF2 (s) ⇄ Ca2+ (ac) + 2 F- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) s’ s’ 2s’ 
Concentración en equilibrio (mol/L) a – s’ s’ 2s’ 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑪𝒂
𝟐+] . [𝑭−]𝟐 = 𝒔′ . (𝟐𝒔′)𝟐 = 𝟒 . 𝒔′𝟑  𝒔′ = √
𝑲𝒑𝒔
𝟒
𝟑
= √
𝟓, 𝟑. 𝟏𝟎−𝟗
𝟒
𝟑
= 𝟏, 𝟏. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Como podemos ver, la afirmación es falsa, ya que el fluoruro de calcio es mucho más soluble. 
 
c) (0,5 p) La solubilidad de FeCO3 aumenta si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal. 
 
Falso. Al añadir carbonato de sodio, sal muy soluble, aumenta la concentración de iones carbonato 
de la disolución. De acuerdo al principio de Le Chatelier el equilibrio de disociación del carbonato 
de hierro (II) se desplaza hacia la izquierda, disminuyendo su solubilidad. Este es un ejemplo del 
“efecto del ion común”. 
 
d) (0,5 p) En una disolución saturada de FeCO3 se disuelven más gramos de sal por litro que en 
una disolución saturada de CaF2. 
 
𝒔 (𝑭𝒆𝑪𝑶𝟑) = 𝟓, 𝟔𝟓. 𝟏𝟎
−𝟔 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 . 𝟏𝟏𝟓, 𝟖 
𝒈
𝒎𝒐𝒍
= 𝟔, 𝟓𝟒. 𝟏𝟎−𝟒 𝒈/𝑳 
 
𝒔 (𝑪𝒂𝑭𝟐) = 𝟏, 𝟏. 𝟏𝟎
−𝟑 
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 . 𝟕𝟖 
𝒈
𝒎𝒐𝒍
= 𝟖, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟐 𝒈/𝑳 
 
Como vemos, la afirmación es falsa, ya que contiene más gramos de sal disueltos por litro una 
disolución saturada de fluoruro de calcio. 
 
JUNIO 2015 
 
Indica, justificando brevemente la respuesta, si la concentración de los reactivos, la temperatura o la 
presencia de un catalizador influyen en: 
 
a) (1 p) La velocidad de una reacción química. 
 
Experimental se ha demostrado que en la mayoría de las reacciones químicas se cumple que la 
velocidad instantánea de reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones 
de los reactivos, elevadas, según los casos, a exponentes enteros o fraccionarios. 
 
Así en una reacción del tipo: a A + b B + c C + ... ⎯→ productos 
 
Podemos decir que: 
𝒗 = 𝒌 . [𝑨]𝜶 . [𝑩]𝜷 . [𝑪]𝜸 …. 
 
Donde , , y  son números enteros o fraccionarios que indican el orden de reacción respecto a 
cada uno de los reactivos (orden parcial de reacción) y la suma de todos los exponentes determina 
el orden total de reacción. 
La constante k, llamada constante de velocidad, depende de la temperatura y de la energía de 
activación de la reacción. 
 
 
De acuerdo con la ecuación de Arrhenius: 
𝒌 = 𝑨 . 𝒆− [
𝑬𝒂
𝑹 . 𝑻] 
 
Esta ecuación indica que la velocidad de reacción aumenta al aumentar la temperatura y al 
disminuir la energía de activación. 
La energía de activación de una reacción disminuye al añadir un catalizador positivo, al transcurrir 
ésta mediante un nuevo mecanismo de reacción, produciéndose un aumento de la velocidad de 
reacción 
 
b) (1 p) La constante de equilibrio de una reacción química. 
 
La constante de equilibrio de una reacción química solo depende de la temperatura. 
La concentración de los reactivos no influye en el valor de la constante de equilibrio, solo influye 
en el valor de las concentraciones de las diferentes especies cuando se alcanza el equilibrio. 
La adición de un catalizador tampoco influye en la constante de equilibrio, ya que afecta por igual 
a las energías de activación de los procesos directo e inverso. 
 
JUNIO 2015 
 
El NO2 y el SO2 reaccionan según la ecuación: NO2 (g) + SO2 (g) ⇄ NO (g) + SO3 (g). 
Una vez alcanzado el equilibrio, la composición de la mezcla contenida en un recipiente de 1 L de 
capacidad es 0,6 moles de SO3, 0,4 moles de NO, 0,1 moles de NO2 y 0,8 moles de SO2. 
 
a) (1 p) Calcula el valor de Kp en esas condiciones de equilibrio. 
 
Para este equilibrio la expresión de la constante Kc es: 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑵𝑶] . [𝑺𝑶𝟑]
[𝑵𝑶𝟐] . [𝑺𝑶𝟐]
= 
𝟎, 𝟒 . 𝟎, 𝟔
𝟎, 𝟏 . 𝟎, 𝟖
= 𝟑 
 
La relación entre la constante Kp y la constante Kc viene dada por: 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏 
Para esta reacción: 
 
∆𝒏 = 𝟎 (𝒏𝒐 𝒉𝒂𝒚 𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒅𝒆𝒍 𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒈𝒂𝒔𝒆𝒐𝒔𝒐𝒔)  𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 = 3 
 
b) (1 p) Calcula la cantidad de moles de NO que habría que añadir al recipiente, en las mismas 
condiciones, para que la cantidad de NO2, fuera 0,3 moles tras restablecerse el equilibrio. 
 
Teniendo en cuenta que el volumen del recipiente es de 1 L, el número de moles y la 
concentración molar coinciden numéricamente. 
 
 NO2 (g) + SO2 (g) ⇄ NO (g) + SO3 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 0,1 0,8 0,4 + y 0,6 
Variación (mol/L) +x +x -x -x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 0,1 + x 0,8 + x 0,4 + y - x 0,6 – x 
 
[𝑵𝑶𝟐]𝒆𝒒 = 𝟎, 𝟏 + 𝒙 = 𝟎, 𝟑  𝒙 = 𝟎, 𝟐 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑵𝑶] . [𝑺𝑶𝟑]
[𝑵𝑶𝟐] . [𝑺𝑶𝟐]
  𝟑 = 
(𝟎, 𝟒 + 𝒚 − 𝒙) . (𝟎, 𝟔 − 𝒙)
(𝟎, 𝟑) . (𝟎, 𝟖 + 𝒙)
=
(𝟎, 𝟐 + 𝒚) . (𝟎, 𝟒)
(𝟎, 𝟑) . (𝟏)
  𝒚 = 𝟐, 𝟎𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Debemos añadir 2,05 moles de monóxido de nitrógeno. 
 
 
 
 
 
 
SEPTIEMBRE 2014 
 
El yoduro de hidrógeno se descompone a 400 °C de acuerdo con la ecuación: 
 
2 HI (g) ⇄ H2 (g) + I2 (g) 
 
Siendo el valor de Kc = 0,0156. 
Una muestra de 0,6 moles de HI se introduce en un matraz de 1 L y parte del HI se descompone hasta 
que el sistema alcanza el equilibrio. 
 
DATO: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 
 
a) (0,5 p) ¿Cuál es la concentración de cada especie en el equilibrio? 
 
 2 HI (g) ⇄ H2 (g) + I2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 0,6 -- -- 
Variación (mol/L) -2x x x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 0,6 – 2x x x 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑯𝟐] . [𝑰𝟐]
[𝑯𝑰]𝟐
  𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟔 = 
[𝒙] . [𝒙]
[𝟎, 𝟔 − 𝟐𝒙]𝟐
  𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐 {
𝒙𝟏 = −𝟎, 𝟏 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝒙𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
[𝑯𝟐] = [𝑰𝟐] = 𝒙 = 𝟎, 𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
[𝑯𝑰] = 𝟎, 𝟔 − 𝟐𝒙 = 𝟎, 𝟒𝟖 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (0,5 p) Calcula Kp. 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏  𝑲𝒑 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟔 . (𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟔𝟕𝟑)
𝟎 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟔 
 
c) (0,5 p) Calcula la presión total en el equilibrio. 
 
𝑷𝑻 = 𝑪𝑻 . 𝑹 . 𝑻 = [(𝟎, 𝟎𝟔 − 𝟐𝒙) + 𝒙 + 𝒙] . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟔𝟕𝟑 = 𝟎, 𝟔 . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟔𝟕𝟑 = 𝟑𝟑, 𝟏𝟏 𝒂𝒕𝒎 
 
d) (0,5 p) Razona cómo afectaría al equilibrio un incremento de la presión. 
 
Un incremento de la presión no afectaría a las condiciones de equilibrio del proceso, ya que en el 
mismo no se produce una variación del número de moles gaseosos. 
 
SEPTIEMBRE 2014 
 
Para la reacción en fase gaseosa CO + NO2 → CO2 + NO la ecuación de velocidad es 𝒗 = 𝒌 . [𝑵𝑶𝟐]
𝟐 . 
Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 
 
a) (0,5 p) La velocidad de desaparición del CO es igual que la velocidad de desaparición del NO2. 
 
Cierto, ya que reaccionan en proporción 1:1, por lo que la velocidad de desaparición de ambos 
reactivos es la misma. 
 
b) (0,5 p) La constante de velocidad no depende de la temperatura porque la reacción se produce 
en fase gaseosa. 
 
Falso, la constante de velocidad, k, es función de la temperatura (Ecuación de Arrhenius) y no del 
estado físico de un determinado reactivo o producto. 
 
c) (0,5 p) El orden total de la reacción es dos. 
 
Cierto, ya que el orden total de reacción es la suma de los órdenes parciales, y en este caso la 
ecuación de velocidad solo tiene un orden parcial, el del dióxido de nitrógeno, y es 2.d) Las unidades de la constante de velocidad serán (mol • L-1 • s-1). 
 
Falso, las unidades de k son: 
𝒌 = 
𝒗
[𝑵𝑶𝟐]𝟐
= 
𝒎𝒐𝒍
𝑳 . 𝒔⁄
𝒎𝒐𝒍𝟐
𝑳𝟐
⁄
= 𝑳 . 𝒎𝒐𝒍−𝟏 . 𝒔𝟏 
SEPTIEMBRE 2014 
 
Para las sales cloruro de plata AgCl y sulfuro de plata Ag2S, cuyas constantes de producto de 
solubilidad, a 25 °C, son 1,6.10-10 y 2,1.10-49, respectivamente: 
 
DATOS: Masas atómicas: Cl = 35,5 Ag = 108,0 S = 32,0 
 
a) (0,5 p) Formula los equilibrios heterogéneos de disociación y escribe las expresiones para las 
constantes del producto de solubilidad de cada una de las sales indicadas, en función de sus 
solubilidades. 
 
 AgCl (s) ⇄ Ag+ (ac) + Cl- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s s s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑨𝒈
+] . [𝑪𝒍−] = 𝒔 . 𝒔 = 𝒔𝟐 
 
 
 Ag2S (s) ⇄ 2 Ag+ (ac) + S-2 (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s 2s s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s 2s s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑨𝒈
+]𝟐 . [𝑺𝟐−] = (𝟐𝒔)𝟐 . 𝒔 = 𝟒 . 𝒔𝟑 
 
b) (0,5 p) Calcula la solubilidad de cada una de estas sales en g.L-1 
 
𝐬 (𝐀𝐠𝐂𝐥) = √𝐊𝐩𝐬 = √𝟏, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟏𝟎 = 𝟏, 𝟐𝟔. 𝟏𝟎
−𝟓 
𝐦𝐨𝐥
𝐋
  𝐬 = 𝟏, 𝟐𝟔. 𝟏𝟎−𝟓 
𝐦𝐨𝐥
𝐋
 . 𝟏𝟒𝟑, 𝟓 
𝐠
𝐦𝐨𝐥
= 𝟏, 𝟖. 𝟏𝟎−𝟑 𝐠/𝐋 
 
𝐬 (𝐀𝐠𝟐𝐒) = √
𝐊𝐩𝐬
𝟒
𝟑
= √
𝟐, 𝟏. 𝟏𝟎−𝟒𝟗
𝟒
𝟑
= 𝟏, 𝟐𝟔. 𝟏𝟎−𝟓 
𝐦𝐨𝐥
𝐋
  𝐬 = 𝟑, 𝟕𝟒. 𝟏𝟎−𝟏𝟕 
𝐦𝐨𝐥
𝐋
 . 𝟐𝟒𝟖 
𝐠
𝐦𝐨𝐥
= 𝟗, 𝟑. 𝟏𝟎−𝟏𝟓 𝐠/𝐋 
 
c) (0,5 p) ¿Qué efecto produce la adición de cloruro de sodio sobre una disolución saturada de 
cloruro de plata? 
 
Se produce una disminución de la solubilidad del cloruro de plata, ya que un aumento de la 
concentración del ion cloruro, procedente de la disociación del cloruro de sodio, desplaza el 
equilibrio de solubilidad del cloruro de plata hacia la izquierda (efecto del ion común). 
 
d) (0,5 p) A una disolución de Cl- le adicionamos otra de Ag+, tal que las concentraciones finales de 
ambas especies sean 10-4 M. Razona si precipitará AgCl (s). 
 
Para que se produzca precipitación de sulfato de estroncio debe cumplirse que: [𝑨𝒈+] . [𝑪𝒍−] > 𝑲𝒑𝒔 
 
[𝟏𝟎−𝟒] . [𝟏𝟎−𝟒] = 𝟏𝟎−𝟖 > 𝑲𝒑𝒔  𝑺𝒊 𝒒𝒖𝒆 𝒔𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒆 𝒑𝒓𝒆𝒄𝒊𝒑𝒊𝒕𝒂𝒅𝒐 
 
JUNIO 2014 
 
Se introducen 2 moles de COBr2 en un recipiente de 2 L y se calienta hasta 73 °C. El valor de la 
constante de equilibrio Kc, a esa temperatura, para el equilibrio COBr2 (g) ⇄ CO (g) + Br2 (g), es 0,09. 
 
a) (0,5 p) Calcula el número de moles de las tres sustancias en el equilibrio. 
 
 COBr2 (g) ⇄ CO (g) + Br2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 1 -- -- 
Variación (mol/L) -x x x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 1 – x x x 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑪𝑶] . [𝑩𝒓𝟐]
[𝑪𝑶𝑩𝒓𝟐]
  𝟎, 𝟎𝟗 = 
𝒙 . 𝒙
𝟏 − 𝒙 
  𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐 {
𝒙𝟏 = −𝟎, 𝟑𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝒙𝟐 = 𝟎, 𝟐𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
{
𝒏𝑪𝑶 = 𝒏𝑩𝒓𝟐 = 𝒙 . 𝑽 = 𝟎, 𝟐𝟔 . 𝟐 = 𝟎, 𝟓𝟐 𝒎𝒐𝒍
𝒏𝑪𝑶𝑩𝒓𝟐 = (𝟏 − 𝒙) . 𝑽 = (𝟏 − 𝟎, 𝟐𝟔) . 𝟐 = 𝟏, 𝟒𝟖 𝒎𝒐𝒍
 
 
b) (0,5 p) Calcula en dichas condiciones la presión total del sistema. 
 
𝑷𝑻 . 𝑽 = 𝒏𝑻 . 𝑹 . 𝑻  𝑷𝑻 = 
𝒏𝑻 . 𝑹 . 𝑻
𝑽
 = 
(𝟎, 𝟓𝟐 + 𝟎, 𝟓𝟐 + 𝟏, 𝟒𝟖) . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟒𝟔
𝟐
 = 𝟑𝟓, 𝟕𝟓 𝒂𝒕𝒎 
 
c) (0,5 p) Calcula en dichas condiciones el valor de la constante Kp. 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏  𝑲𝒑 = 𝟎, 𝟎𝟗 . (𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟑𝟒𝟔) = 𝟐, 𝟓𝟓 
 
d) (0,5 p) Si se introduce un mol más de COBr2, y se espera a que se alcance de nuevo el 
equilibrio, cuál será el valor de Kc y razona si aumentará o disminuirá la nueva presión total. 
 
El valor de Kc no varía ya que depende solamente de la temperatura, y ésta no varía. 
 
Ahora partimos inicialmente de las cantidades del equilibrio anterior más el mol añadido de 
COBr2. 
 
 COBr2 (g) ⇄ CO (g) + Br2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 0,74 + (1/2) = 1,24 0,26 0,26 
Variación (mol/L) -x’ x’ x’ 
Concentración en equilibrio (mol/L) 1,24 – x’ 0,26 + x’ 0,26 + x’ 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑪𝑶] . [𝑩𝒓𝟐]
[𝑪𝑶𝑩𝒓𝟐]
  𝟎, 𝟎𝟗 = 
(𝟎, 𝟐𝟔 + 𝒙′)𝟐
𝟏, 𝟐𝟒 − 𝒙′ 
  𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐 {
𝒙𝟏 = −𝟎, 𝟔𝟕𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝒙′ = 𝟎, 𝟎𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
Ahora el número total de moles en el equilibrio es: 
 
𝒏𝑻 = (𝟎, 𝟑𝟐𝟓 + 𝟎, 𝟑𝟐𝟓 + 𝟏, 𝟏𝟕𝟓) . 𝟐 = 𝟑, 𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
Ahora hay mayor número de moles en el equilibrio, por lo tanto, aumenta la presión. 
 
JUNIO 2014 
 
El hidróxido de magnesio es poco soluble en agua (Kps = 1,8.10-11). 
 
a) (0,5 p) Formula el equilibrio de disolución del hidróxido de magnesio y escribe la expresión para 
Kps. 
Mg(OH)2 (s) ⇄ Mg+2 (ac) + 2 OH- (ac) 𝑲𝒑𝒔 = [𝑴𝒈
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟐 
 
b) (0,5 p) Calcula la solubilidad del hidróxido en mol.L-1. 
 
 Mg(OH)2 (s) ⇄ Mg+2 (ac) + 2 OH- (ac) 
Conc. Inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s s 2s 
Conc. Equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑴𝒈
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒 . 𝒔𝟑  𝒔 = √
𝑲𝒑𝒔
𝟒
𝟑
= √
𝟏, 𝟖. 𝟏𝟎−𝟏𝟏
𝟒
𝟑
= 𝟏, 𝟔𝟓. 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
c) (0,5 p) Razona cómo afectaría a la solubilidad la adición de ácido clorhídrico. 
 
La solubilidad aumenta, ya que los iones H+ procedentes de la disociación del ácido clorhídrico 
reaccionan con los iones hidróxido (reacción ácido-base) formándose agua. La disminución de la 
concentración de los iones hidróxido hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha. 
 
 
 
d) (0,5 p) Razona cómo afectaría a la solubilidad la adición de cloruro de magnesio. 
 
La solubilidad disminuye, ya que se produce un aumento de la concentración de iones magnesio 
(Mg+2) que provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (efecto del ion común). 
 
SEPTIEMBRE 2013 
 
Se introduce una mezcla de 0,5 moles de carbono y 0,5 moles de agua en un recipiente de 1 L y se 
calienta a una temperatura de 430 °C, alcanzándose el siguiente equilibrio: 
 
 H2O (g) + C (s) ⇄ CO (g) + H2 (g); H°R > 0 
 
a) (1 p) Determina las concentraciones de los componentes de la reacción en el equilibrio, 
sabiendo que a esa temperatura la constante de equilibrio Kc es 54,3. 
 
Se trata de un equilibrio heterogéneo. 
 
 H2O (g) + C (s) ⇄ CO (g) + H2 (g) 
Conc. Inicial (mol/L) 0,5 0,5 -- -- 
Reacción (mol/L) -x -x + x + x 
Conc. Equilibrio (mol/L) 0,5 – x 0,5 – x x x 
 
𝑲𝑪 = 
[𝑪𝑶] . [𝑯𝟐]
[𝑯𝟐𝑶] 
  𝟓𝟒, 𝟑 = 
[𝒙] . [𝒙]
[𝟎, 𝟓 − 𝒙] 
  𝑹𝒆𝒔𝒐𝒍𝒗𝒊𝒆𝒏𝒅𝒐 {
𝒙𝟏 = 𝟓𝟒, 𝟕𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝒙𝟐 = 𝟎, 𝟒𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
Concentraciones en el equilibrio:{
𝑯𝟐𝑶 = (𝟎, 𝟓 − 𝒙) = (𝟎, 𝟓 − 𝟎, 𝟒𝟗𝟓) = 𝟓. 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝑪 = (𝟎, 𝟓 − 𝒙) = (𝟎, 𝟓 − 𝟎, 𝟒𝟗𝟓) = 𝟓. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳
𝑪𝑶 = 𝑯𝟐 = 𝒙 = 𝟎, 𝟒𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳
 
 
b) Señala razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración 
del monóxido de carbono: 1) Elevar la temperatura. 2) Retirar vapor de agua de la mezcla en el 
equilibrio. 3) Introducir hidrógeno en la mezcla en equilibrio. 4) Aumentar la presión. 
 
Aumentar la temperatura: desplaza el equilibrio en el sentido endotérmico, en este caso hacia la 
derecha, produciéndose un aumento de la concentración de monóxido de carbono. 
 
Retirar vapor de agua: el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para recuperar la concentración 
de vapor de agua, produciéndose una disminución de la concentración de monóxido de carbono. 
 
Introducir hidrógeno: el equilibrio se desplaza hacia la derecha para disminuir la concentración de 
hidrógeno, produciéndose un aumento de la concentración de monóxido de carbono. 
 
Aumentar la presión: el equilibrio se desplaza en el sentido en el que disminuye el número de 
moles de gas, en este caso hacia la izquierda, disminuyendo la concentración de monóxido de 
carbono. 
 
SEPTIEMBRE2013 
 
Decir razonadamente si son ciertas o falsas las siguientes propuestas en relación con las 
características básicas de un catalizador. 
 
a) (0,5 p) Un proceso no espontáneo se ve favorecido por la presencia de un catalizador. 
 
Falso. El catalizador no afecta a la espontaneidad de una reacción química, sólo afecta a la 
energía de activación. 
 
b) (0,5 p) Acelera por igual la reacción directa como la inversa. 
 
Cierto. El catalizador conduce la reacción más rápidamente al estado de equilibrio por ambos 
sentidos. 
 
 
 
 
 
c) (0,5 p) Es un reactivo más e interviene por tanto en la reacción química global. 
 
Falso. Aunque el catalizador participa en el proceso propiciando un nuevo mecanismo de reacción, 
en una de las etapas del mecanismo el catalizador se regenera, por lo que no participa en la 
reacción global. 
 
d) (0,5 p) En general los catalizadores son muy específicos, activan una reacción en concreto y no 
el resto de las reacciones posibles. 
 
Cierto. En general, los catalizadores son específicos, es decir, aceleran sólo una reacción 
concreta y no el resto. Esta especificidad es muy notable en el caso de las enzimas. 
 
SEPTIEMBRE 2013 
 
La solubilidad en agua a 25 °C del hidróxido de cobre (II) es 3,42.10-7 mol/L: 
 
a) (1 p) Calcula la constante del producto de solubilidad del hidróxido de cobre (II) 
 
 Cu(OH)2 (s) ⇄ Cu+2 (ac) + 2 OH- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) s s 2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑪𝒖
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒 . 𝒔𝟑 = 𝟒 . (𝟑, 𝟒𝟐. 𝟏𝟎−𝟕)𝟑 = 𝟏, 𝟔. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 
 
b) (1 p) Razona si la solubilidad aumentará cuando: 
 
1) se añade un ácido a una disolución saturada de hidróxido de cobre (II), 
 
Se produce un aumento de la solubilidad. Los protones liberados por el ácido reaccionan con los 
iones OH-, formándose agua. La disminución de la concentración de iones hidróxido en la 
disolución produce el consiguiente desplazamiento del equilibrio hacia la derecha. 
 
2) se añade una sal soluble de cobre (II) a una disolución saturada de hidróxido de cobre (II). 
 
Disminuye la solubilidad. La adicción de la sal soluble de cobre (II) produce un aumento de la 
concentración de iones Cu+2, produciendo un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda 
(efecto del ion común). 
 
JUNIO 2013 
 
En un recipiente cerrado de 10 litros en el que se ha hecho el vacío, se introducen 20 g de óxido de 
mercurio (II) sólido. Se calienta a 400 °C y se alcanza el equilibrio: 2 HgO(s) ⇄ 2 Hg (g) + O2 (g) 
El valor de Kp para este equilibrio a 400 °C es 0,02. 
 
DATOS: Masas atómicas: Hg = 200; 0 = 16. 
 
Determinar: 
 
a) El valor de Kc para este equilibrio a 400 °C. 
 
𝑲𝒑 = 𝑲𝑪 . (𝑹 . 𝑻)
∆𝒏  𝑲𝒄 =
𝑲𝒑
(𝑹 . 𝑻)∆𝒏
=
𝟎, 𝟎𝟐
(𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟔𝟕𝟑)𝟑
= 𝟏, 𝟏𝟗. 𝟏𝟎−𝟕 
 
b) La presión total en el equilibrio. 
 
 2 HgO (s) ⇄ 2 Hg (g) + O2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 9,26.10-3 -- -- 
Variación (mol/L) -2x 2x x 
Concentración en equilibrio (mol/L) 9,26.10-3 - 2x 2x x 
 
𝑲𝑪 = [𝑯𝒈]
𝟐 . [𝑶𝟐] = (𝟐𝒙)
𝟐 . 𝒙 = 𝟒 . 𝒙𝟑  𝟏, 𝟏𝟗. 𝟏𝟎−𝟕 = 𝟒 . 𝒙𝟑  𝒙 = 𝟑, 𝟏. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
(𝒄𝑻)𝒆𝒒 = (𝟐𝒙) + (𝒙) = 𝟑𝒙 = 𝟑 . 𝟑, 𝟏. 𝟏𝟎
−𝟑 = 𝟗, 𝟑. 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
𝑷𝑻 = 𝑪𝑻 . 𝑹 . 𝑻 = 𝟗, 𝟑. 𝟏𝟎
−𝟑 . 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 . 𝟔𝟕𝟑 = 𝟎, 𝟓𝟏𝟑 𝒂𝒕𝒎 
JUNIO 2013 
 
La energía de activación para la reacción A + B → C + D es de 30 kJ. La energía de activación de la 
reacción inversa es de 55 kJ. Explicar razonadamente: 
 
NOTA: Utiliza diagramas energéticos del avance de la reacción. 
 
a) (0,5 p) Si el proceso directo es exotérmico o endotérmico. 
b) (0,5 p) Si la presencia de un 
catalizador disminuye la 
energía de activación directa. 
 
Voy a responder conjuntamente los 
dos primeros apartados. 
Si realizamos un diagrama entálpico 
del proceso, observamos que el 
proceso directo es exotérmico, ya 
que la energía de activación del 
proceso directo es menor que la del 
proceso inverso, lo que indica que 
los productos de reacción tienen menos entalpía que los productos. 
La presencia de un catalizador disminuye la energía de activación de ambos procesos. 
 
c) (0,5 p) Si un incremento de temperatura aumenta o disminuye la velocidad de reacción y/o la 
energía de activación. 
 
Un aumento de la temperatura aumenta la velocidad de reacción, ya que incrementa la constante 
de velocidad de la ecuación diferencial de velocidad de acuerdo a la ecuación de Arrhenius: 
 
𝒌 = 𝑨 . 𝒆−(
𝑬𝒂
𝑹 . 𝑻
) 
 
El incremento de temperatura no afecta a la energía de activación. 
 
d) (0,5 p) Si la entalpia de reacción varía al añadir un catalizador. 
 
La adición de un catalizador no modifica la entalpía de reacción, sólo modifica las energías de 
activación de los procesos directo e inverso. 
 
JUNIO 2013 
 
La solubilidad del Pbl2 en agua a 25 °C es 0,70 g/L. Determina: 
 
DATOS: Masas atómicas, Pb = 207,2; I = 127,0; Na = 23,0 
 
NOTA: Tanto el yoduro de sodio como el nitrato de plomo (II) son sales solubles. 
 
a) (1 p) La constante del producto de solubilidad. 
 
𝑠 = 0,70 
𝑔
𝐿
 . 
1 𝑚𝑜𝑙
461,2 𝑔
= 1,52. 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
 PbI2 (s) ⇄ Pb+2 (ac) + 2 I- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s s 2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑷𝒃
+𝟐] . [𝑰−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒 . 𝒔𝟑 = 𝟒 . (𝟏, 𝟓𝟐. 𝟏𝟎−𝟑)3 = 𝟏, 𝟒. 𝟏𝟎−𝟖 
 
 
 
 
b) (1 p) Si precipitará Pbl2 cuando se añadan 2,0 g de yoduro de sodio a 100 mL de una disolución 
0,012 M de nitrato de plomo (II). 
 
Para que se produzca precipitación de yoduro de plomo (II) debe cumplirse que: 𝑸 > 𝑲𝒑𝒔 
 
NaI (s) ⇄ Na+ (ac) + I- (ac) [𝑰−] = [
𝟐 𝒈
𝟏𝟓𝟎 
𝒈
𝒎𝒐𝒍⁄
⁄ 
𝟎,𝟏 𝑳
] = 𝟎, 𝟏𝟑𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Pb(NO3)2 (s) ⇄ Pb+2 (ac) + 2 NO3- (ac) [𝑷𝒃+𝟐] = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Si calculamos el producto iónico de la disolución: 
 
𝑸 = [𝑷𝒃+𝟐] . [𝑰−]𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐 . (𝟎, 𝟏𝟑𝟑)𝟐 = 𝟐, 𝟏𝟑. 𝟏𝟎−𝟒 > 𝑲𝒑𝒔  𝑺𝒊 𝒔𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒆 𝒑𝒓𝒆𝒄𝒊𝒑𝒊𝒕𝒂𝒅𝒐 
 
SEPTIEMBRE 2012 
 
El hidróxido de cobalto (II) es insoluble en agua, su producto de solubilidad vale 10-15. 
a) (0,5 p) Calcula la máxima cantidad de moles del hidróxido que puedes disolver en un litro. 
 
 Co(OH)2 (s) ⇄ Co+2 (ac) + 2 OH- (ac) 
Concentración inicial (mol/L) a -- -- 
Variación (mol/L) -s s 2s 
Concentración en equilibrio (mol/L) a - s s 2s 
 
𝑲𝒑𝒔 = [𝑪𝒐
+𝟐] . [𝑶𝑯−]𝟐 = 𝒔 . (𝟐𝒔)𝟐 = 𝟒 . 𝒔𝟑  𝒔 = √
𝑲𝒑𝒔
𝟒
𝟑
= √
𝟏. 𝟏𝟎−𝟏𝟓
𝟒
𝟑
= 𝟔, 𝟑. 𝟏𝟎−𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
b) (0,5 p) Calcula el pH de una disolución saturada de hidróxido de cobalto (II) 
 
𝒑𝑶𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 [𝑶𝑯−] = − 𝒍𝒐𝒈 𝟐𝒔 = − 𝒍𝒐𝒈 (𝟐 . 𝟔, 𝟑. 𝟏𝟎−𝟔) = 𝟒, 𝟗  𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝟒, 𝟗 = 𝟗, 𝟏 
 
c) (0,5 p) Indica y razona algún procedimiento que incremente la solubilidad del hidróxido. 
 
Adicionando un ácido (o disminuyendo el pH). Los protones liberados por el ácido reaccionan con 
los iones OH-, formándose agua, esto produce una disminución de la concentración de iones 
hidróxido en la disolución y el consiguiente desplazamiento del equilibrio hacia la derecha. 
Adicionando una sal de amonio. Los iones amonio, NH4+, liberados por la sal reaccionan con los 
iones OH-, formándose amoniaco y agua, esto produce una disminución de la concentración de 
iones hidróxido en la disolución y el consiguiente desplazamiento del equilibrio hacia la derecha. 
 
d) (0,5 p) Razona si la adición de una sal soluble de cobalto (II) disminuirá la solubilidad del 
hidróxido de cobalto (II) en agua. 
 
Disminuye la solubilidad. La adicción de una sal de magnesio produce un aumento de la 
concentración de iones Mg+2, lo que produce un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda 
(efecto del ion común).